SECRETARIA DE EDUCACIÓN PÚBLICASUBSECRETARIA DE EDUCACION SUPERIOR

DIRECCION GENERAL DE BACHILLERATOCentro de Estudios de Bachillerato Nº2

“LIC. JESUS REYES HEROLES”

GUÍA PARAEL EXAMEN EXTRAORDINARIO

DE QUÍMICA I.

Elaborado por:

Prof. Alfonso Arceo Castro 2012

Índice1

Presentación………………………………………………………………………………………………………………………. 4 Unidad I……………………………………………………………………………………………………………………………… 5¿Qué es la química, cuales son sus divisiones?................................................................. 5Ejercicio de investigación……………………………………………………………………………………………….. 5Materia. Características y manifestaciones.…………………………………………………................ 6Ejercicio de mapa conceptual……………………………………………………………………………………….. 6Propiedades de la materia………………………………………………………………………………………………. 7Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………… 7Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………… 8Estados de agregación de la materia……………………………………………………………………………… 8Ejercicio………………………………………………………………………………………………………………………………… 8Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………….. 9Cambios de estado de la materia…………………………………………………………………………………….. 9Cuestionario…………………………………………………………………………………………………………………………. 9Unidad II……………………………………………………………………………………………………………………………… 10Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton…………………………………………………………… 10Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………….. 10Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………….. 11

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Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………….. 11Partículas subatómicas………………………………………………………………………………………………………. 11Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………..… 13Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………….. 13Tabla………………………………………………………………………………………………………………………………………. 14Distribución general de los electrones, protones y neutrones…………………………………… 15 Cuestionario………………………………………………………………………………………………………………………… 15Los números cuánticos……………………………………………………………………………………………………….. 17Los orbitales atómicos……………………………………………………………………………………………………….. 17La configuración electrónica……………………………………………………………………………………………..

18Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………….. 18Lenguaje de la química……………………………………………………………………………………………………..… 19Reglas de nomenclatura…………………………………………………………………………………………………….. 19Sustancias simples…………………………………………………………………………………………………………………..19Iones monoatómicos……………………………………………………………………………………………………………….. 20Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………………. 21

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Ejercicio……………………………………………………………………………………………………………………………………….. 22Formulación………………………………………………………………………………………………………………………………….. 22Cuestionario…………………………………………………………………………………………………………………………………… 22Ejercicios……………………………………………………………………………………………………………………………………….. 22Bibliografía…………………………………………………………………………………………………………………………………… 23

Presentación

La presente guía es una herramienta con la que puedes auxiliarte para preparar tu examen de química I, es conveniente informarte que el hecho de tener el material no te hará acreditar, para ello te recomendamos:

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1°Revisa uno por uno los temas que tiene la guía.

2°Elabora tus propios resúmenes de cada uno de los temas.

3°Resuelve las preguntas, ejercicios y problemas que tienen los temas, si es posible haz más ejercicios.

4°Revisa la bibliografía que se te recomienda , allí encontraras más información que te servirá para aclarar tus dudas, elaborar los resúmenes y encontrar más ejercicios -que es conveniente resuelvas- sobre el tema.

Piensa que la guía es un aliado en tu preparación del examen, y no la dejes para el último día, pues si sólo la resuelves antes del examen no tendrás éxito, ya que no habrás aprendido nada, lo cual redundará en una mala calificación para ti, y tendrás que volver a inscribirte al examen, o quizá eso impida que egreses del bachillerato en tiempo.

Considera que acreditar un examen extraordinario implica un esfuerzo mayor pues puede abarca varios temas de la materia que vas a presentar.

Si tienes dudas sobre algunos de los temas de la guía acude a la academia de Ciencias Naturales y pregúntale a las profesores para aclarar tus dudas o te explique.

Recuerda que querer es poder, y que éxito implica en ocasiones muchos esfuerzos, tal vez invisibles para los demás.

UNIDAD I

¿Qué es la química, cuales son sus divisiones?

Que piensa cuando escucha la palabra “química” .Es muy probable que piense en algo desagradable. Pero a pesar de eso la química esta en todas partes formando todo lo que lo rodea en forma de sustancias solas o formando mezclas de estas. Su propio cuerpo esta formado por sustancias químicas de las cuales la más abundante es el agua (60% de su peso). Ciertamente esta es un compuesto es una sustancia química, pero las sustancias químicas se encuentran en todas partes. El detergente,

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el blanqueador que utiliza para lavar su ropa aun las propias ropas son sustancias químicas. También los son el metal y el plástico de que están hechas las lavadoras y la secadora.

Generaciones de químicos han ofrecido al mundo no solo una mejor comprensión del mismo, sino también muchas sustancias que mejoran nuestra vida. Estas sustancias incluyen los plásticos, polímeros como el nylon y el orlon, el caucho sintético, los fertilizantes y muchos agentes farmacéuticos etc.

La química es la ciencia que estudia la composición, estructura y transformaciones de la materia y su relación con la energía asociada a las transformaciones. Por ejemplo, la química se interesa en los componentes del agua (composición) y las interacciones entre ésta y otras sustancias (transformaciones) .

Dentro de su área de estudio, los químicos trabajan en diversos tipos de problemas que pueden clasificarse como pertenecientes a una de las 5 subáreas de la química. 1) química orgánica, 2 química inorgánica, 3 química analítica, 4 química física y 5 bioquímica

Ejercicio de investigación. Para completar la información del tema debe investigar las definiciones de las 5 subáreas de la química.

Química orgánica ____________________________________________________

_________________________________________________________________

Química inorgánica ___________________________________________________

_________________________________________________________________

Química analítica ____________________________________________________

_________________________________________________________________

Química física _____________________________________________________

_________________________________________________________________

Bioquímica _________________________________________________________

_________________________________________________________________

Materia. Características y manifestaciones.Lo primero que captamos del mundo exterior es gracias a nuestros sentidos.

Todo lo que se capta con los sentidos son materiales que existen en la naturaleza.

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La química busca solucionar problemas actuales, como por ejemplo de salud, contaminación del medio ambiente, alimentación, vivienda, vestido, educación, transporte, etc. Que hace la química para remediar estos males, crear materiales.

La lista de materiales puede ser casi infinita por el gran número que hay. De que están hechos los materiales, más claro de que esta hecha el agua, el suelo, la ropa que usas, la casa que habitas, los animales, los árboles tu mismo de que estas hecho, pues la respuesta es sencilla de materia.

La materia entonces se define como todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. La materia es una y se manifiesta en una diversidad de materiales en el universo.

Ejercicio. Con el siguiente mapa conceptual desarrolla un resumen de los términos expuestos en el.

Propiedades de la materia

Las propiedades de la materia son características de una sustancia que la distingue de otra sustancia. Las propiedades de las sustancias puras se dividen en físicas y químicas. Las propiedades físicas son aquellas propiedades que se pueden observar sin cambiar la composición de la sustancia. Incluyen al color, olor, sabor, la solubilidad etc. Las propiedades químicas son aquellas propiedades que pueden ser observadas solo cuando la sustancia sufre un cambio en su composición. Incluyen a la oxidación, la combustión, la electrolisis ó que el cloro reaccione violentamente con el sodio.

A su vez las propiedades físicas se dividen en extensivas e intensivas. Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de sustancia presente, por ejemplo el volumen, el peso, la masa, la elasticidad, la inercia, la divisibilidad, la porosidad, la impenetrabilidad etc. Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia, estas propiedades son importantes porque nos sirven para diferenciar una sustancia de otro, algunos ejemplos de ellas son: el

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MATERIA

HOMOGENEA HETEROGENEA

SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS HOMOGÉNEAS MEZCLAS

COMPUESTOS ELEMENTOS SOLUCIONES

punto de fusión, el punto de ebullición o la densidad. La densidad es una propiedad intensiva es curioso porque es el cociente de dos propiedades extensivas.

Ejercicio: Con el texto anterior sobre propiedades de la materia, completar el siguiente mapa conceptual.

Ejercicio: En los siguientes enunciados, decida si la propiedad subrayada es física o química escribiendo en la línea la palabra.

* El color normal del bromo elemental es anaranjado. ___________________

* El hierro se oxida en presencia de agua y aire. ___________________

* El hidrógeno puede explotar cuando se prende un cerillo en contacto con el aire.___________________

* La densidad del titanio metálico es 4.5 g/cm3 ___________________

* El estaño metálico se funde a 505 K. ___________________

Estados de agregación de la materia

La materia es cualquier cosa que ocupa espacio y que tiene masa. La materia puede existir en tres estados físicos: gas (se conoce también como vapor si era un líquido que paso a estado de gas), líquido y sólido. Estos estados difieren en algunas de sus propiedades simples observables.

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Ejercicios: Busca en la bibliografía las características de los 3 estados de agregación y anótalos en el recuadro siguiente.

Forma Volumen Compresibilidad

Sólido

Líquido

Gas

Ejercicio. Identifique el estado de agregación de la materia representado en cada caja

.

_______________ _______________ ______________

Cambios de estado de agregación

Ejercicio: Conteste el siguiente cuestionario.

¿Si aplico calor a un material sólido como el hielo que pasa? _____________________

_________________________________________________________________

Quiere decir que el material sólido ya no lo es ahora su estado es _________________

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Cuando la materia como el hielo pasa a la forma de agua paso del estado sólido a líquido y esta transformación o cambio recibe un nombre que es _________________________

Ejercicio: Ayudándote del diagrama siguiente contesta como se llaman los otros cambios que sufre la materia.

UNIDAD II.

Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton.Las leyes pondérales son las leyes básicas de la combinación de los elementos para formar compuestos, así como para saber las masas relativas de los elementos en reacciones químicas.

Ley de la conservación de la masa. Esta ley fue enunciada por Lavoisier, como se recordara que es el primer personaje en hacer experimentación utilizando el método científico. En sus experimentos llego a comprobar que la masa de las sustancias iniciales en una reacción química era igual a la masa de los productos. Con ello enuncia la ley que dice” La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.

Esta ley es fundamental para todo cálculo de masa de las sustancias que participan en una reacción química.

Ley de las proporciones constantes. Enunciada por el químico francés Proust que dice “Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de masas fija y definida”.

Esta ley indica que la constitución de un compuesto es siempre la misma, quiere decir que el porcentaje o proporción en que intervienen los diferentes elementos es constante y característico de la sustancia considerada.

Ley de las proporciones múltiples. De acuerdo con su teoría Dalton formuló una ley que dice: “Las masas de un elemento que se combinan con una cantidad

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GAS-VAPOR

LÍQUIDOSÓLIDO

constante de otro elemento lo hacen en razones de números enteros pequeños”.

Ejercicio: Basándose en la ecuación siguiente. Calcule la masa de las sustancias iniciales, luego calcule la masa de las sustancias finales.

H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O

Masa inicial ______________ Masa final____ __________

Ejercicio: Calcular la composición porcentual del compuesto Sr3(PO4)2.

Ejercicio: Buscar 3 postulados fundamentales de la teoría atómica de Dalton.

1ª________________________________________________________________

_________________________________________________________________

2º _______________________________________________________________

_________________________________________________________________

3º _______________________________________________________________

_________________________________________________________________

Partículas subatómicas.John Dalton modesto profesor de matemáticas y filosofía natural, que al estudiar en forma detallada las reacciones químicas formuló con exactitud el concepto de elemento químico: Elemento es una sustancia compuesta de átomos de un solo tipo. Es el primero en proponer el primer modelo atómico, afirmando que el átomo es una partícula sólida que tiene masa; sin agregar ninguna característica especial en su definición. Este modelo se representa como una esfera sólida.

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Modelo Atómico de Dalton

Hoy se sabe que los átomos si son divisibles pero llegar a esta verdad requirió más de dos mil años de arduas experiencias científicas, y de todos modos la palabra átomo ya esta arraigada y con todo y sus contradicciones se acepta que átomo es la partícula mas pequeña que existe de un elemento y conserva sus características fisicoquímicas como tal.

Un descubrimiento que ayuda a conocer más acerca de cómo era el átomo es la electricidad y los trabajos de Julios Plucker (1801-1868) al pasar una corriente eléctrica por un tubo de vidrio lleno de gas. Después experimento con un tubo de vidrio al vacío descubriendo que ciertos rayos salían del cátodo y se dirigían al ánodo.

Un personaje que trabaja con los tubos de Plucker es W. Crookes (1832-1919). Rarifica mucho más el aire del tubo, entonces en el cátodo se separo otro espacio más oscuro aún, que también llenó paulatinamente el tubo, después de lo cual el ánodo se encendió con luz verdosa. Para Crookes el fenómeno se debía a una radiación que él llamó “cuarto estado de la materia” que no era líquido, sólido o gaseoso.

Apoyándose en sus experimentos predijo que los rayos catódicos era un “flujo de partículas negativas muy rápidas cuyas dimensiones son considerablemente menores que las de los átomos” .Con esta declaración los científicos se dan a la búsqueda de esas partículas

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En 1895 J. Perrin (1870-1940) demostró en forma definitiva que la carga de los rayos catódicos era negativa, en los dos años siguientes se aclaró que su velocidad era aproximadamente igual a una décima parte de la velocidad de la luz y que las propiedades no dependían de la composición del gas, eso significaba que las partículas catódicas eran componentes indispensables de todos los átomos.

Por último J.J. Thomson (1856-1940) logró determinar la carga “e” y la masa “m” de la partícula aislada. Resulto que la masa de esas partículas fue de m = 10 -27

g y su carga e = 5 X 10 -10 u.e.s. . Utilizó el siguiente tubo para determinarlos.

Al dar por terminada la búsqueda se aceptó universalmente que existían partículas menores que el átomo, que éstas forman parte de la composición de todos los

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átomos, que no sólo la materia sino también la electricidad tenía estructura atómica.

Finalmente para el portador material de la carga mínima merecía un nombre propio y P. Drude (1863-1906) propuso llamarlo electrón, nombre que lleva hasta la fecha.

Ejercicio: Hacer un trabajo de búsqueda acerca de las otras partículas subatómicas el protón y el neutrón, mínimo el experimento y su descubridor.

Ejecicio: Esquematiza y describe brevemente los modelos atómicos de Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Schoedinger, y el modelo actual hecho por, Born, Dirac, Jordan etc.

Ejercicio: Llenar el cuadro siguiente con la información solicitada.

Electrón

Protón

Neutrón

AbreviaturaM

asa redondeada

En umas.

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Carga relativaDescubridor

Experimento

DISTRIBUCIÓN GENERAL DE LOS ELECTRONES, PROTONES Y NEUTRONES.

“Como están acomodados las tres partículas subatómicas en un átomo. Los experimentos realizados en 1911 por el físico, ingles E. Rutherford (1871-1937) demostraron que casi toda la masa del átomo está concentrada en una región central muy pequeña llamada núcleo. Además demostró que el núcleo tiene carga positiva. La estructura del átomo nucleado, según lo describió Rutherford se deduce de cuatro observaciones:

1. Todos los protones y neutrones se encuentran en el centro del átomo, en el núcleo. Puesto que la mayor parte de la masa del átomo está concentrada en esta región tan pequeña, el núcleo del átomo tiene una densidad muy alta. Asimismo, en razón de que los protones tienen carga positiva y los neutrones son neutros, la carga relativa en el núcleo debe ser positiva e igual a la cantidad de protones.

2. La cantidad de protones más la cantidad de neutrones es igual al número de masa del átomo debido a que la masa del electrón es insignificante. Por lo tanto, la cantidad de protones presentes es igual al número de masa menos la cantidad de protones (neutrones = número de masa – cantidad de protones)

3. Un átomo es eléctricamente neutro. En un átomo neutro, la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones. Si un átomo pierde o gana electrones se convierte en un ion. En los iones, la cantidad de electrones no es igual a la cantidad de protones y por lo tanto tiene carga positiva o negativa. Los átomos son neutros; los iones poseen carga.

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4. Fuera del núcleo hay principalmente espacio vacío, pero en este espacio se encuentran los electrones en ciertos niveles de energía. Los niveles de energía son una serie de áreas fuera del núcleo de un átomo en las que se localizan los electrones. En estos niveles de energía, los electrones se encuentran dispersos a una distancia relativamente grande del núcleo.”

Cuestionario

¿Que es el número atómico? ____________________________________________

_________________________________________________________________

¿Cómo se representa el número atómico? ___________________________________

¿A que se llama masa atómica? __________________________________________

¿Qué diferencia hay entre masa atómica y el peso atómico? _____________________

_________________________________________________________________

¿Qué es el número de masa? ____________________________________________

_________________________________________________________________

¿Cómo se representa el número de masa? ___________________________________

_________________________________________________________________

¿Qué es un isótopo? __________________________________________________

_________________________________________________________________

La anterior información se representa en un símbolo general para un átomo de un elemento, en el que se muestra su número de masa y su número atómico.

zAE

A = número de masa E = símbolo del elemento Z = número atómicoLos electrones en un átomo tienen su energía restringida a ciertos niveles de energía específicos que incrementan su energía a medida que aumenta su distancia del núcleo. Estos niveles de energía son una serie de áreas externas al núcleo en las que se mueven los electrones. Éstas se conocen como niveles principales de energía y son designados por los números enteros del 1 al 7. Hay una cantidad máxima de electrones que pueden existir en un determinado nivel principal de energía, el cual depende del valor del número entero (del 1 al 7) y se determina con la ecuación siguiente.

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Cantidad máxima de e- en los niveles principales de energía = 2n2

Ejemplo: El siguiente átomo 815O Número atómico = 8

Número de masa = 15Protones = 8Neutrones = 7Electrones = 8

Este átomo se puede representar:

815O = 2e- 6e-

Núcleo 1 2 Niveles principales de energía.

Los números cuánticos.

Cuestionario:1. ¿Qué es un número cuántico?2. ¿Cuántos números cuánticos hay y como se representan?3. ¿Qué representa cada uno de los números cuánticos?4. ¿Cuáles son los valores que puede tomar cada uno de ellos?5. Si n = 3 ¿que valores toman los demás números cuánticos?

Los orbitales atómicos.

Actualmente se piensa que los electrones ocupan volúmenes orbitales en el espacio. Un orbital o reempe es una región de espacio que rodea el núcleo de un átomo en la que existe una alta probabilidad de encontrar un máximo de dos electrones. Los orbitales tienen forma la cual se define por el 90% de probabilidad de encontrar dos electrones en una región específica. Los electrones de los subniveles de energía s, p, d, f ocupan los orbitales s, p, d, f . Estos son las formas de los orbitales s y p.

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8p

7n

Orbital s

Orbitales p

La configuración electrónica.

Los experimentos han demostrado que la distribución de los electrones no es tan sencilla. Los niveles principales de energía están divididos en subniveles. Los subniveles, denominados s, p, d, y f , también tienen un limite para el número de electrones que pueden contener. Los subniveles s, p, d, f pueden contener un máximo de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente. La cantidad de subniveles es igual al número del nivel principal de energía. Ejemplo el primer nivel principal de energía tiene un subnivel (s), el segundo nivel tiene dos subniveles (s y p) y así sucesivamente.A la distribución de los electrones en los niveles y subniveles de energía se le llama configuración electrónica.

Ejemplo Hacer la configuración electrónica del 8O .

8O = 1s22s22p22p12p1

Ejercicio: Hacer la configuración electrónica de los elementos siguientes: 13Al y 29Cu.

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Lenguaje de la química.

Para comprender el significado de la química, se necesita conocer las palabras los símbolos las fórmulas etc que en su conjunto forman el lenguaje de la química. Y como todo lenguaje se necesitan reglas para nombrar o hacer fórmulas a estas reglas se les llama nomenclatura.

Un objetivo fundamental en cualquier curso de química básico, es conocer el nombre de los compuestos y en otro caso a partir de un nombre escribir la fórmula del compuesto y así hasta llegar a predecir algunas propiedades de dichos compuestos a partir de su nombre.

Existen dos clases de nombres en la nomenclatura química, los nombres químicos sistemáticos y los nombres comunes, por lo general se aplican los nombres sistemáticos aunque todavía hay unos cuantos compuestos cuyos nombres comunes persisten, como el agua H2O y el amoniaco NH3.

REGLAS DE NOMENCLATURASUSTANCIAS SIMPLES.

Se llaman sustancias simples a las que están constituidas por átomos de un mismo elemento. Se representan mediante el símbolo del elemento con un subíndice que indique el número de átomos.

Los primeros son los gases nobles que son monoatómicos

Ejemplo. He, Xe, Rn etc.

Los metales se representan simplemente mediante su símbolo.

Ejemplos. Cu, Sn, Fe, Ag. Etc.

Algunos elementos en su forma natural son moléculas diatómicas, generalmente en estado gaseoso.

Ejemplos. N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, H2.

Otros elementos presentan estados alotrópicos (agrupación de distinto números de átomos).

Ejemplos. S8, O3, P4. etc.19

Los nombres de las sustancias simples y de sus estados alotrópicos se establecen mediante prefijos numerales según el número de átomos presentes, seguido del nombre del elemento.

Ejemplos.

Común Sistemático.

H2 hidrógeno dihidrógeno

H hidrógeno atómico monohidrógeno

O3 ozono trioxígeno

P4 fósforo blanco tetrafósforo.

Los otros elementos representados simplemente con su símbolo y que no tienen estados alotrópicos su nombre es el del elemento.

Ejemplos.

Ag plata

Cr cromo

IONES MONOATÓMICOS

CATIONES

Un ion monoatómico es el que se deriva de un solo átomo. La mayoría de los cationes son iones monoatómicos formados por átomos metálicos. Si el metal forma solamente un tipo de catión, el nombre del ion se forma con la palabra ion y el nombre del metal o simplemente el nombre del metal.

Ejemplos.

Na +1 ion sodio

Mg +2 ion magnesio

Al +3 ion aluminio

Algunos metales forman más de un tipo de catión. En estos casos, la distinción entre cationes puede hacerse indicando la carga del catión en su nombre, la carga se indica con número romano entre paréntesis agregado al final del nombre del metal.

Ejemplos.

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Cu+1 ion cobre (I)

Cu+2 ion cobre (II)

ANIONES

Los aniones monoatómicos están formados por átomos de no metales, su nombre se deriva de reemplazar la terminación habitual del nombre del no metal por la terminación uro ó ido.

Ejemplos.

Cl -1 ion cloruro

N-3 ion nitruro

O-2 ion óxido

Ejercicio: Cómo se representan las siguientes sustancias:

Sodio ______

Carbono ______

Paladio ______

Kriptón ______

Boro ______

Ejercicio: Cómo se llaman las sustancias siguientes:

S8 _______________________________

Au _______________________________

Ca _______________________________

Ejercicios: Cómo se llaman los siguientes iones.

S-2 __________________________

F-1 __________________________

Ca+2 __________________________

Mo+3 __________________________

Mo+5 __________________________

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Formulación.CUESTIONARIO Y EJERCICIOS.

Que se necesita para hacer una fórmula? ___________________________________

En una fórmula que ion va primero ________________ y después el ______________

Cuando tengo ya los dos iones para hacer una fórmula que debo de hacer antes de intercambiar los números de oxidación? _________________________.

Representa a un catión con número de oxidación +7, ________ y también representa a

un anión ________ y con ellos haz una fórmula ___________.

Rellenar la tabla con las fórmulas correspondientes.

N-3 S-2 F-1

Ru+3

Ra+2

Na+1

BIBLIOGRAFÍA

Daub G.W. y Seese W.S. Química. México, Pearson Educación, 1996.

Brown, T. y Lemay, H. Química. La ciencia central. México, Prentice Hall, 1998.

Espriella A. Química Básica. México. Espriella-Magdaleno. 2005

Ocampo, G. A. y otros. Fundamentos de Química 2. México, Ed. Publicaciones Cultural, 1999.

Mortimer, Ch. E. Química. 5ª ed. México, Ed. Iberoamericana, 1983.22

Mora G. V. Química 1. México, Ed. ST Editorial, 2005

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