Trabajo Integrador de Físico-Química 3° 2da. Profesora Alejandra V. Segovia

 Trabajo Integrador de Físico-Química

Colegio: Escuela de Educación Secundaria N° 31

Profesora: Alejandra V. Segovia

Energía

La energía se define como la capacidad de realizar trabajo, de producir movimiento, de generar cambio. Es inherente a todos los sistemas físicos, y la vida en todas sus formas, se basa en la conversión, uso, almacenamiento y transferencia de energía.
Puede presentarse como energía potencial (energía almacenada) o como energía cinética (energía en acción), siendo estas dos formas interconvertibles, es decir, la energía potencial liberada se convierte en energía cinética, y ésta cuando se acumula se transforma en energía potencial. La energía no puede ser creada ni destruida, sólo transformada de una forma en otra (Primera Ley de la Termodinámica).

Según su origen puede ser:

• Energía química: es la contenida en los compuestos químicos y que, a través de distintos procesos, susceptible de ser liberada.
• Energía nuclear: contenida en los núcleos atómicos y liberada a través de los procesos de fisión y fusión nuclear. Es también llamada energía atómica.
• Energía eléctrica: es la que se manifiesta como resultado del flujo de electrones a lo largo de un conductor.
• Energía mecánica: es la producida por la materia en movimiento.
• Energía radiante: está contenida en los distintos tipos de radiación electromagnética.

Estas formas son interconvertibles, y son ejemplo de ello la conversión de:

• Energía nuclear en energía eléctrica, producida en las centrales nucleares.
• Energía química en energía mecánica, producida en motores de combustión.
• Energía eléctrica en energía radiante (luz y calor), producida en las lámparas.

La Energía se encuentra en constante transformación, pasando de unas formas a otras. La energía siempre pasa de formas más útiles a formas menos útiles.

La ley de la conservación de la energía, establece:

La energía no se puede crear ni destruir; se puede transformar de una forma a otra, pero la cantidad total de energía nunca cambia, se mantiene constante.

Los cuerpos poseen energía en formas muy diversas. Pues bien, la energía se encuentra en constante transformación. Todas las formas de energía son convertibles, pasando de unas a otras. En toda transformación parte de la energía se convierte en calor, que es una forma de energía de menor calidad, menos aprovechable, porque no se puede transformar en otras formas de energía fácilmente. Se dice entonces que el calor, que se genera en toda transformación como un residuo, es una forma degradada de energía.

Una fuente de energía es todo aquel material o fenómeno de la naturaleza a partir del cual se puede obtener energía útil para ser aprovechada. Las distintas fuentes de energía se agrupan principalmente en dos tipos, dependiendo de su posibilidad de regeneración:                                                                                                                                                                        

         I.          I.  Fuentes de energía renovables: Son las fuentes de energía que se regeneran a un ritmo igual o                  mayor  al que se consumen.

             II.  Fuentes de energía no renovables: Se consumen a un ritmo más elevado al que se producen,                    y terminarán agotándose.

1)      ¿Cómo definirías a la Energía?

2)      ¿Cómo explicarías que son las transformaciones energéticas?

3)      Completa el siguiente cuadro sobre transformaciones o transferencia de energía:

 

Energía consumida	Aparato o Dispositivo	Energía producida
Energía eléctrica	Motor eléctrico	Energía cinética
	Vela	Energía calórica y luminosa
Energía eléctrica	Micrófono
	Pila o batería
Energía eléctrica		Energía sonora
Energía potencial -de deformación	Coche a fricción
	Generador o dinamo
	Árbol
Energía química	Fósforo
	Auto	Energía cinética y calórica

Teniendo en cuenta que en toda transformación parte de la energía se convierte en calor, una forma de energía de menor calidad, que se genera en toda transformación como un residuo, es una forma degradada. Surge el Rendimiento durante las transformaciones energéticas y haciendo uso de la fórmula planteada es posible calcular el mismo en porcentajes:

Ejemplo: Una lámpara de bajo consumo, recibe 100J (J= Joule) de energía eléctrica de los cuales                      60J se transforman en energía lumínica y 40J se transforman en calor. Para calcular su                      rendimiento:

4)      Ahora a resolver:

A-    Se le entregan 100J de energía eléctrica al motor de un lavarropas, el cual produce 82J de energía cinética y 18J de energía calórica. Calcular el rendimiento del lavarropas.

El motor de un coche consume 200J de energía química, para producir 30J de energía cinética y 170J de energía calórica y sonora. Calcular el rendimiento del motor del auto

Trabajo: El trabajo es una de las formas de transferir la energía de un cuerpo a otro. Consiste en aplicar una fuerza sobre un cuerpo para conseguir su movimiento. El trabajo se define como:

Trabajo = Fuerza x Desplazamiento

El trabajo se mide en Joules (J), la fuerza en Newton (N), el desplazamiento en metros (m).

Es decir: para que la energía se transfiera o libere en forma de trabajo, es necesario ejercer una fuerza que produzca un cambio en forma de desplazamiento. Fuerza y movimiento son los elementos fundamentales del trabajo. Si no existe fuerza, desplazamiento, o ninguno de ellos, no puede existir trabajo.

Calor: Otra de las formas de transferir la energía entre los cuerpos es en forma de calor.

5)      ¿Cuánto trabajo desarrollas sobre una caja si, aplicando una fuerza de 15 Newton, la caja se desplaza 0,5 metros?

6)      Sobre una chapa metálica aplicas una fuerza de 10 N con un martillo, de forma que la chapa recibe un trabajo de 2J. ¿Qué profundidad tendrá la abolladura que generas en la chapa?

7)      Para elevar una viga a la azotea de un edificio de 37,6 m. se emplea una grúa que desarrolla una fuerza de 5000 N. ¿Qué cantidad de energía ha empleado la grúa en forma de trabajo para elevar la viga?

Algunas de las formas de la energía más sencillas son las siguientes:

Energía mecánica. (Em) Se trata de la energía que poseen los cuerpos debido a su posición y/o a su movimiento. Tiene dos componentes: 

·         Energía cinética (Ec): es la energía que posee un cuerpo por el hecho de estar en movimiento. Depende de la masa (m) y la velocidad (v) a la que se desplace el cuerpo:

Ec = 1/2 · m · v²

·         Energía potencial (Ep): Es la energía de un cuerpo debido a su posición dentro de un campo de fuerzas determinado. En el caso del campo gravitatorio terrestre, sería la energía de un cuerpo debido a la altura h en la que se encuentre:

               Ep = m · g · h                 g = gravedad = 9,8 m/s

Se cumple que la energía mecánica es la suma de la energía cinética más la energía potencial:                                                                                         Em = Ec + Ep

8)      ¿Cuál será la energía cinética que tiene una piedra lanzada hacia arriba, justo cuando llega al punto más alto de su recorrido?

Potencia: Es la magnitud física escalar que caracteriza o mide la rapidez con que el cuerpo realiza trabajo o intercambia energía con otro cuerpo. Para poder expresar esta magnitud de forma cuantitativa, podemos buscar una relación matemática que nos mida el trabajo que se realiza por unidades de tiempo, tendremos:

9)      Si un motor funciona durante 482 s ha realizado un trabajo de 1 440J. ¿Cuál ha sido la potencia desarrollada por el motor?

10)      El motor de un ventilador tiene una potencia de 35W. ¿Qué trabajo realiza en 10min?

La relación entre calor y temperatura: Calor y temperatura son dos conceptos diferentes, pero estrechamente relacionados. Observa que tienen diferentes unidades: la temperatura típicamente tiene unidades de grados Celsius (°C) o Kelvin (K), y el calor tiene unidades de energía, joules (J). La temperatura es una medida de la energía cinética promedio de los átomos o moléculas en el sistema. Las moléculas de agua en una taza de café caliente tienen una mayor energía cinética promedio que las moléculas de agua en una taza de té helado, lo que también significa que están moviéndose a una velocidad más alta. La temperatura también es una propiedad intensiva. Esto significa que no depende de qué tanta cantidad tengas de una sustancia (siempre que esté toda a la misma temperatura). Por esta razón, los químicos pueden utilizar el punto de fusión para poder identificar una sustancia pura: la temperatura a la cual se derrite es una propiedad de la sustancia que no depende de la masa de una muestra.

A nivel atómico, las moléculas en cada objeto están constantemente en movimiento y chocando entre sí. Cada vez que chocan, pueden transferir energía cinética. Cuando dos sistemas están en contacto, se va a transferir calor del sistema más caliente al más frío por medio de choques moleculares. La energía térmica va a fluir en esa dirección hasta que los dos objetos están a la misma temperatura. Cuando esto ocurre, decimos que están en equilibrio térmico.

11)      ¿Es lo mismo el calor que la temperatura? Fundamenta. ¿Cuál será la relación existente entre el calor, la masa y la temperatura?

12)      Si colocamos un cubito de hielo a la gaseosa, ¿podrías decir que el cubito le entrega frío? ¿Cómo se alcanza el equilibrio térmico en este caso?

Estructura Atómica

El átomo es la unidad principal del cual se origina la materia. Aunque este mismo se divide en otras partes de menor tamaño llamadas partículas subatómicas las cuales son:

• Protones: Ubicados en el núcleo del átomo, los protones poseen carga positiva (+)
• Neutrones: Ubicados en el núcleo del átomo junto a los protones, su función principal es mantener a los neutrones en el núcleo. Los neutrones no poseen carga. (0)
• Electrones: Se ubican alrededor del núcleo del átomo donde se mantienen en constante movimiento. Los electrones poseen carga negativa (-). Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón puede tener uno de dos posibles valores de espín: espín arriba o espín abajo. Cualesquiera dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines opuestos.

Los átomos de cada elemento tienen un número característico de protones. De hecho, este determina qué átomo estamos viendo (por ejemplo, todos los átomos con 6 protones son átomos de carbono); el número de protones de un átomo se denomina número atómico. En cambio, el número de neutrones de un elemento dado puede variar. Las formas del mismo átomo que difieren solo en el número de neutrones se llaman isótopos. En conjunto, el número de protones y de neutrones determinan el número de masa de un elemento (número de masa = protones + neutrones). Los átomos, como otras cosas gobernadas por las leyes de la física, tienden a tomar la configuración más estable y de menor energía posible. Así, las capas de electrones de un átomo se rellenan de adentro hacia afuera, donde los electrones llenan las capas de menor energía más cercanas al núcleo antes de moverse hacia las capas exteriores de mayor energía. La capa más cercana al núcleo, 1n, puede contener dos electrones; la segunda, 2n, puede contener ocho, y la tercera, 3n, hasta dieciocho electrones.

Los átomos son clasificados de acuerdo al número de protones y neutrones que poseen en su núcleo, el número de protones determina el elemento químico del átomo, el cual es un tipo de materia formada por átomos de la misma clase, los cuales pertenecen a una categoría única clasificada en base al número atómico.

El método más sencillo para averiguar la configuración electrónica de un elemento, llamada regla de Möller (o más comúnmente, regla de las diagonales).

Este método implica ordenar los niveles de energía y sus orbitales para luego distribuir los electrones siguiendo la dirección de las diagonales, de la siguiente manera:

Esto quiere decir que el orden de distribución es el siguiente:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² y así sucesivamente.

Recuerda que cada tipo de orbital puede albergar un determinado número de electrones. El superíndice de cada orbital nos indica cuántos electrones se ubican en este.

Recuerda:   s= 2 e^-

                   p = 6 e^-

                   d = 10 e^-

                     f = 14 e^-

13) Según el modelo actual: A- ¿Qué es un orbital?

                                              B- ¿Qué es un nivel y cual es de menor energía?

                                              C- ¿Qué son los subniveles y cuantos hay en cada nivel?

                                              D- ¿Cuál es la relación entre subniveles y orbitales?

14) ¿Qué es el número atómico? ¿Cómo se simboliza?

15) ¿Qué son los isótopos?

16) Con la ayuda de la tabla periódica, indicar cuál es el Z, el número de protones, el símbolo de los átomos y con la regla de las diagonales, la distribución de los electrones de los siguientes elementos:

a. Oxígeno

b. Carbono

c. Argón

d. Sodio

e. Aluminio

f. Cloro 

La tabla periódica
Por convención, los elementos están organizados en la tabla periódica, una estructura que captura los patrones importantes de su comportamiento. Diseñada por el químico ruso Dmitri Mendeleev (1834–1907) en 1869, la tabla organiza los elementos en columnas –grupos- y filas –periodos- que comparten ciertas propiedades. Estas propiedades determinan el estado físico de un elemento a temperatura ambiente -gas, sólido, o líquido-, así como su reactividad química, la capacidad de formar enlaces químicos con otros átomos. a tabla periódica tiene períodos y grupos que nos ayudan a ubicar un elemento particular. Esto quiere decir que a cada elemento químico le corresponde un lugar único en la tabla periódica.
Períodos: Los periodos corresponden a un ordenamiento horizontal, es decir, a las filas de la tabla periódica. Los elementos de cada período tienen diferentes propiedades, pero poseen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica. En total la tabla periódica tiene 7 períodos. A excepción del Hidrógeno, los períodos inician con un metal alcalino y terminan con un gas noble.
Grupos: Los grupos son las columnas de la tabla, y sus elementos poseen una disposición similar de electrones externos, por lo que forman familias con propiedades químicas similares.
Grupos A: Formado por los elementos representativos, llamados así porque sus propiedades varían de manera muy regular. Los elementos pertenecientes a los grupos A poseen electrones de valencia en los orbitales s y/o p. Están situados en los extremos de la tabla periódica.
Grupos B: Son los llamados elementos de transición, cuyos electrones de máxima energía se encuentran en orbitales d o f y sus electrones de valencia están en orbitales s, d o f, por lo que sus propiedades varían en función a la ubicación de estos electrones.
Se les llama de transición porque se ubican en el centro de la tabla periódica entre los elementos metálicos de los grupos IA y IIA, que son altamente reactivos, y los elementos menos metálicos de los grupos del IIIA al VIIA , formadores de ácidos.
En estos grupos de los elementos de transición se encuentran las llamadas tierras raras, separadas del resto de elementos de la tabla, que pertenecen al grupo IIIB y se les conoce como lantánidos y actínidos.
Pero la tabla periódica no solo es una manera de ordenar los elementos químicos. Su organización en grupos y períodos nos dicen mucho más sobre un elemento químico que solo su ubicación. Sabiendo a qué período y a qué grupo pertenece un elemento, podemos saber mucho acerca de su naturaleza y propiedades.

Carácter metálico/no metálico: El carácter metálico de los elementos se refiere a su capacidad para perder electrones, es decir, para oxidarse. Cuando un elemento se oxida produce la reducción del elemento o sustancia con que reacciona, por lo que se le llama agente reductor.
Dentro de un período, el carácter metálico de un elemento aumenta al disminuir la carga nuclear, es decir, mientras menor sea la fuerza positiva que retiene a los electrones, más fácilmente estos podrán "perderse".
Del mismo modo, dentro un grupo, el carácter metálico aumenta al aumentar el número atómico, pues una mayor carga nuclear tendrá una mayor fuerza de atracción hacia los electrones.
El carácter no metálico, por el contrario, tiene que ver con la capacidad de un elemento de ganar electrones, es decir para reducirse. Su reducción produce la oxidación del elemento o sustancia con que reacciona, por lo que se le llama agente oxidante.
Como podrás imaginar, la variación del carácter no metálico dentro de la tabla periódica será inversa a la del carácter metálico.
Energía de ionización: Es la energía mínima que se requiere para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso. Básicamente, cuanto mayor cantidad de protones hay en el núcleo, es mayor la fuerza con la que éste atrae a los electrones y se requiere de mayor energía para arrancarlos.
Así, la energía de ionización cambia en sentido contrario a la variación del radio atómico, pues un átomo cuyo radio es menor tiene a los electrones de la última capa más cercanos al núcleo, por lo tanto más atraídos, requiriéndose más energía para quitarlos.
Electronegatividad
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí a los electrones de enlace. Como puede ver, la electronegatividad está estrechamente relacionada con la energía de ionización y con la 
afinidad electrónica
 y tiene la misma tendencia de variación que éstas en la tabla periódica.
Además de enlistar el número atómico de cada elemento, la tabla periódica también muestra la masa atómica relativa del elemento, la media ponderada de sus isótopos que ocurren naturalmente en la Tierra. Si vemos al hidrógeno, por ejemplo, aparecen su nombre y su símbolo, H así como su número atómico de 1 -en la esquina superior izquierda- y su masa atómica relativa de 1.01.
Las diferencias en la reactividad química entre los elementos se basan en el número y distribución espacial de sus electrones. Si dos átomos tienen patrones de electrones complementarios, pueden reaccionar y formar un enlace químico, lo que crea una molécula o compuesto. Como veremos a continuación, la tabla periódica organiza los elementos de modo que reflejen su número y patrón de electrones, lo que la hace útil para predecir la reactividad de un elemento: qué tan probable es que forme enlaces y con qué otros elementos.

 

17)  Explica con tus palabras como se divide la tabla periódica.

18) ¿Cuáles son las características de los metales y donde se ubican en la tabla periódica? ¿Y los no metales?

 Uniones químicas: Los seres vivos se componen de átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no están flotando por ahí individualmente. Por el contrario, generalmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos).
Los átomos son las unidades más pequeñas de la materia que todavía retienen las propiedades químicas fundamentales de un elemento. Sin embargo, gran parte del estudio de la química implica observar lo que sucede cuando los átomos se combinan con otros átomos para formar compuestos. Un compuesto es un grupo definido de átomos unidos por enlaces químicos. De la misma manera en la que la estructura del átomo se mantiene unida por la atracción electrostática entre el núcleo con carga positiva y los electrones negativos que lo rodean, la estabilidad dentro de los enlaces químicos también se debe a las atracciones electrostáticas. Para ilustrarlo mejor, considera los dos tipos principales de enlace químico: enlaces covalentes y enlaces iónicos. En los enlaces covalentes, dos átomos comparten pares de electrones, mientras que, en los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente entre dos átomos por lo que se forman iones. Vamos a considerar ambos tipos de enlace a detalle.

Enlaces covalentes y moléculas
Se forma un enlace covalente cuando dos átomos comparten pares de electrones. En un enlace covalente, la estabilidad del enlace proviene de la atracción electrostática que comparten los dos núcleos atómicos con carga positiva, y los electrones con carga negativa que comparten entre los dos.
Cuando se combinan los átomos al formar enlaces covalentes, el grupo de átomos que resulta se conoce como molécula. Por lo tanto, podemos decir que una molécula es la unidad más simple de un compuesto covalente. Como ahora podremos ver, hay una variedad de formas distintas de representar y dibujar moléculas.
Representación de moléculas: fórmulas químicas
Las fórmulas químicas, a veces llamadas fórmulas moleculares, son la forma más simple de representar moléculas. En una fórmula química, utilizamos los símbolos de los elementos de la tabla periódica para indicar qué elementos están presentes, y usamos subíndices para indicar cuántos átomos de cada elemento existen dentro de la molécula. Por ejemplo, una sola molécula de NH₃, amoniaco, contiene un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. En contraste, una sola molécula de N₂H₄ , hidracina, contiene dos átomos de nitrógeno y cuatro átomos de hidrógeno. Verificación de conceptos: la fórmula química del ácido acético, un ácido común que se encuentra en el vinagre, es C₂H₄O₂.
Representación de moléculas: fórmulas estructurales
Las fórmulas químicas solo nos dicen cuántos átomos de cada elemento se encuentran en una molécula, pero las fórmulas estructurales también nos dan información sobre cómo se conectan los átomos en el espacio. En las fórmulas estructurales, en realidad dibujamos los enlaces covalentes que conectan los átomos. En la última sección, vimos la fórmula química del amoniaco, que es NH₃. Ahora consideremos su fórmula estructural:

podemos ver que el átomo central de nitrógeno está conectado a cada átomo de hidrógeno por un solo enlace covalente. Hay que tener en cuenta, sin embargo, que los átomos y moléculas, igual que todo lo demás en el universo, existen en tres dimensiones: tienen largo y ancho, así como profundidad.

Puntos y rayas
Para representar átomos, la notación de Lewis indica que debemos mostrar el número de electrones de valencia de manera explícita, rodeando el símbolo del elemento, de esta manera:

                                                        

El Hidrógeno presenta un sólo electrón de valencia, mientras que el Carbono tiene 4.
Por tanto, es relativamente sencillo representar los pares de electrones compartidos y la capa de valencia del átomo de Carbono en el metano y el etano. Uniendo los átomos enlazados y pareando los electrones de valencia, tenemos:

Como puedes notar, cada par compartido de electrones representa un enlace. Con esta representación, somos capaces de observar, a primera vista, qué átomos están unidos entre sí, por lo que podemos ver la estructura de la fórmula. También nos permite contar fácilmente el número de electrones de la capa de valencia de cada átomo en la molécula.
De los ejemplos dados, podemos ver cómo los átomos de hidrógeno y carbono completan su capa de valencia, 8 para cada carbono y 2 para cada hidrógeno, elemento que busca tener la configuración electrónica del gas noble helio y por eso le bastan 2 electrones en su capa de valencia.
Sin embargo, mientras más grande es una molécula y más complejos son sus enlaces, es más sencillo usar otra representación para estos, en lugar de la representación de dos puntos pareados. En vez de los dos puntos se coloca un segmento de recta. Asimismo, dos y tres segmentos paralelos representarán dobles y triples enlaces, respectivamente, de la siguiente manera:
Notación de Lewis para el Etanol

Notación de Lewis para el dióxido de carbono.

Reglas para la notación de Lewis
Para representar moléculas según la notación de Lewis, existen reglas a seguir:
1.       Contar los átomos de valencia de todos los átomos de la molécula.
2.       Debemos elegir el átomo central, buscando al que sea menos electronegativo. La excepción a esta regla es el hidrógeno, ya que este sólo puede tener dos electrones rodeándolo.
3.       Dibujar al átomo central con sus electrones de valencia alrededor. Tomar en cuenta la carga, en el caso de tratarse de un ion.
4.       Dibujar el resto de los átomos rodeando al átomo central, con un electrón de valencia del átomo central pareado con un electrón de valencia del átomo secundario.
5.       Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Éstos deben cumplir la regla del octeto, quiere decir que deben tener ocho electrones de valencia rodeándolos. Esta regla no aplica para el hidrógeno, litio y berilio, los que deben estar rodeados por dos electrones (regla del dueto).
6.       No siempre se puede cumplir estas reglas con enlaces simples, es en estos casos que se van agregando enlaces dobles o triples a la molécula.
Iones y formación de iones
Ahora que hemos entendido los enlaces covalentes, podemos empezar a analizar el otro tipo principal de enlace químico, el enlace iónico. A diferencia de los enlaces covalentes, en los que pares de electrones se comparten entre los átomos, un enlace iónico se forma cuando dos iones con cargas opuestas se atraen entre sí. Para ilustrar esto mejor, primero tenemos que examinar la estructura y formación de los iones.
Recuerda que los átomos neutros tienen igual número de protones y electrones. El resultado de esto es que la carga positiva total de los protones cancela exactamente la carga negativa total de los electrones, por lo que el átomo tiene una carga general, o carga neta, de cero.
Sin embargo, si un átomo gana o pierde electrones, se rompe el equilibrio entre protones y electrones, y el átomo se convierte en un ion (una especie con carga neta). Veamos primero lo que pasa cuando un átomo neutro pierde un electrón:

En el diagrama anterior, vemos un átomo neutro de sodio, Na, que pierde un electrón. El resultado es que el ion sodio, Na⁺, tiene 11 protones, pero solo 10 electrones. Así, el ion sodio tiene una carga neta de 1+, y se ha convertido en un catión, un ion con carga positiva.

A continuación, veremos la formación de un anión, un ion con una carga neta negativa.

En este diagrama vemos el proceso opuesto de lo que observamos con el átomo de sodio. Aquí, un átomo neutro de cloro, Cl, está ganando un electrón. El resultado es que el ion cloruro, Cl^-, que se acaba de formar, tiene 17 protones y 18 electrones. Puesto que los electrones llevan una carga de 1-, la carga neta en el ion cloruro por el electrón adicional es 1-. Se convirtió en un anión, o un ion con carga negativa.
Nota: cuando los átomos neutros ganan uno o más electrones para formar aniones, generalmente se les nombra con un sufijo -uro. Por ejemplo, Cl^- es cloruro, Br^- es bromuro, N^3- es nitruro, etc. (el O^2-, óxido, sería una excepción).
Enlaces iónicos
En la última sección, analizamos cómo el sodio puede perder un electrón para formar el catión Na⁺ y, por otra parte, cómo el cloro puede ganar un electrón para formar el anión Cl^-. Pero en realidad este proceso puede ocurrir completo en un solo paso cuando el sodio regala su electrón al cloro. Podemos ilustrar esto como sigue:

Aquí podemos ver cómo se transfiere un electrón del sodio al cloro para formar los iones Na⁺ y Cl^-. Una vez que se forman estos iones, hay una fuerte atracción electrostática entre ellos, lo que lleva a la formación de un enlace iónico. Podemos ver que uno de los principales factores que distingue los enlaces iónicos de los covalentes es que en los enlaces iónicos los electrones se transfieren completamente, mientras que, en los enlaces covalentes, los electrones se comparten.
El dibujo de enlaces iónicos
Ahora consideraremos las diferentes maneras de dibujar o representar los enlaces iónicos. Seguiremos estudiando el compuesto iónico más comúnmente conocido, el cloruro de sodio, también llamado sal de mesa. Se puede representar un solo enlace iónico en el cloruro de sodio de la siguiente manera:

Al catión de sodio con carga positiva y al anión de cloruro con carga negativa les gusta colocarse uno junto al otro debido a su atracción electrostática mutua. Puesto que no se comparten electrones, no mostramos un enlace iónico con una línea como lo hacemos para los enlaces covalentes. Sencillamente reconocemos que la atracción existe por los signos de cargas opuestas en los iones. El diagrama anterior, sin embargo, es solo un modelo. 
¿Y qué pasa con los compuestos iónicos?
Como seguramente te diste cuenta, existen en la naturaleza compuestos iónicos, es decir, que poseen una carga, ya sea positiva o negativa. Por ejemplo, tenemos al amonio NH₄^- y el ion carbonato CO₃^2-.
¿Cómo podemos establecer la notación de Lewis en estos casos?
Las reglas son las mismas, sólo que debes tener cuidado al considerar la carga del ion al momento de contar los electrones de valencia: un catión implica la pérdida de un electrón por cada carga positiva, mientras para un anión tendremos que aumentar un electrón por cada carga negativa.
Usemos al amonio, ya que es una molécula bastante interesante para explicar, además, otro tipo de enlace: el enlace covalente coordinado o también llamado dativo.
El ion amonio se forma al reaccionar el amoníaco (NH₃) con un catión H⁺. Como puedes notar, según su notación de Lewis, el amoníaco está en equilibrio y su átomo central cumple con la regla del octeto (el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y presenta 3 enlaces covalentes):

Si   Sin embargo, como ves, el nitrógeno posee dos electrones sin enlazar. Éstos podrían dar origen a un enlace adicional, si es que son atraídos, por ejemplo, un ion hidrógeno H⁺. Como consecuencia de esa interacción tendría lugar la formación del ion amonio. Al ser los dos electrones provistos por el nitrógeno, para ser compartidos, el tipo de enlace se denomina dativo o covalente coordinado. Este tipo de enlace se grafica con una flecha hacia el átomo que recibe los electrones.
Ahora, con esta información, intentemos realizar la notación de Lewis para el ion amonio.
Para el caso del amonio, entonces, tendremos:
1.       El átomo central es el nitrógeno, rodeado por los cuatro átomos de hidrógeno.
2.       Contamos electrones de valencia: el nitrógeno, grupo V A: 5 electrones de valencia; hidrógeno, grupo IA: 1 electrón de valencia. Ahora, toma en cuenta que la carga del amonio es (+1), por lo que al total de electrones de valencia [5+(4×1)], deberás restarle 1.
3.       Ahora, dibujamos al nitrógeno y los hidrógenos con sus enlaces, haciendo cumplir la regla del octeto para el caso del nitrógeno, y la regla del dueto, para los hidrógenos. Recuerda que tenemos un electrón menos y uno de los enlaces es dativo.

4.       4. Finalmente, debes colocar la carga del compuesto, encerrando la molécula entre paréntesis o                   corchetes, de la siguiente manera:

19)      Indicar, teniendo en cuenta la diferencia de electronegatividades, si en las siguientes sustancias se producen uniones iónicas o covalentes entre sus átomos (la electronegatividad es un dato que se saca de la tabla periódica) y realizar las uniones correspondientes.

a.       NaCl         b.   H₂O        c.   NH₃        d.   CO₂       d.   CaO

20)      Realiza las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos iónicos (extraer datos de la tabla):

A. Bromuro de potasio: KBr       

B. Óxido de sodio: Na₂O  

C. Cloruro de estroncio: SrCl₂  

D. Fluoruro de aluminio: AlF₃

Reacciones químicas

Las reacciones químicas suceden cuando se rompen o se forman enlaces químicos entre los átomos. Las sustancias que participan en una reacción química se conocen como los reactivos, y las sustancias que se producen al final de la reacción se conocen como los productos. Se dibuja una flecha entre los reactivos y los productos para indicar la dirección de la reacción química, aunque una reacción química no siempre es una "vía de un solo sentido", como veremos más adelante en la siguiente sección.

Por ejemplo, la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno (H₂O₂) en agua y oxígeno se puede escribir de la siguiente manera:

                                 2H₂​O₂(peróxido de hidrógeno) → 2H₂​O(agua) O₂​(oxígeno)

En este ejemplo, el peróxido de hidrógeno es nuestro reactivo, y se descompone en agua y oxígeno, nuestros productos. Los átomos que comenzaron en las moléculas de peróxido de hidrógeno se reacomodaron para formar moléculas de agua (H2​O) y oxígeno (O2​).

Tal vez hayas notado los números adicionales en la reacción química anterior: el 222 en frente del peróxido de hidrógeno y el agua. Estos números se llaman coeficientes y nos dicen cuánto de cada molécula participa en la reacción. Se deben incluir con el fin de que nuestra ecuación esté balanceada, es decir que el número de átomos de cada elemento sea igual en los dos lados de la ecuación.

Las ecuaciones deben estar balanceadas para reflejar la ley de la conservación de la materia, que dice que no se crean ni se destruyen átomos durante el curso de una reacción química normal. 

Reacciones reversibles y equilibrio de la reacción

Algunas reacciones químicas simplemente ocurren en una dirección hasta que los reactivos se terminan. Estas reacciones se conocen como irreversibles. Sin embargo, otras reacciones se clasifican como reversibles. Las reacciones reversibles suceden en dirección hacia adelante y hacia atrás.

En una reacción reversible, los reactivos se convierten en productos, pero también los productos se convierten en reactivos. De hecho, tanto la reacción hacia adelante como la opuesta suceden al mismo tiempo. Este ir y venir continúa hasta llegar a un equilibrio relativo entre reactivos y productos, un estado que se conoce como equilibrio. En él, las reacciones hacia adelante y hacia atrás siguen sucediendo, pero las concentraciones relativas de los productos y reactivos dejan de cambiar.

Cada reacción tiene su punto de equilibrio característico, que podemos describir con un número llamado la constante de equilibrio.

Cuando una reacción se clasifica como reversible, generalmente se escribe con una pareja de flechas hacia adelante y hacia atrás que muestran que puede darse en ambos sentidos. Por ejemplo, en la sangre humana el exceso de iones hidrógeno (H⁺) se une a iones bicarbonato (HCO₃^-), para formar ácido carbónico (H₂CO₃):

                                                              HCO₃^- + H⁺ ⇌ H₂CO₃

Dado que esta es una reacción reversible, si se agregara ácido carbónico al sistema, algo de este se convertiría en iones bicarbonato e hidrógeno para restaurar el equilibrio. De hecho, este sistema de amortiguamiento juega un papel clave en mantener estable y sano el pH de tu sangre.

21)  ¿Qué es una ecuación química? ¿Cómo se representa?

22)   Representar con modelos las siguientes ecuaciones químicas: