a0409 Quimica General

QUÍMICAGENERAL

Susana Lucía Arcos Chuquillanqui

Cada autor es responsable del contenido de su propio texto.

De esta edición:

© Universidad Continental S.A.C 2012

Jr. Junin 355, Miraflores, Lima-18

Teléfono: 213 2760

Derechos reservados

Primera Edición: abril 2013

Tiraje: 500 ejemplares

Autor: Susana Lucía Arcos Chuquillanqui

Oficina de Producción de Contenidos y Recursos

Impreso en el Perú en los talleres de

X Printed Solución Gráfica S.R.L.

Jr. Pomabamba 607, Breña – Lima

Fondo Editorial de la Universidad Continental

Todos los derechos reservados.

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INTRODUCCIÓN 9

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA ASIGNATURA 11

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA 13

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD I

TEMA N° 1: MATERIA 1 LA MATERIA 14

2 ESTADOS DE LA MATERIA 15

2.1 Cambios de estado de la materia 16

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO 17

3 ELEMENTOS Y COMPUESTOS 17

4 SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS 18

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 2MEZCLAS Y COMBINACIONES 21

5 PROPIEDADES DE LA MATERIA 21

5.1 Densidad absoluta y densidad relativa 23

5.1 Calor y temperatura 24

6 CAMBIOS O FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS 24

TEMA N° 02: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE MASA Y ENERGÍA 1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA 26

2 ENERGÍA Y CAMBIO QUÍMICO 27

3 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA 28

4 CONVERSIÓN DE MATERIA EN ENERGÍA 29

TEMA N° 03: SISTEMA DE UNIDADES 1 SISTEMA DE UNIDADES 31

2 MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y MAGNITUDES DERIVADAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL 31

3 FACTORES DE CONVERSIÓN Y ANÁLISIS DIMENSIONAL 32

4 INCERTIDUMBRE EN LAS MEDICIONES 33

5 NOTACIÓN CIENTÍFICA 33

LECTURA SELECCIONADA: “El helio primitivo y la teoría del Big-Bang. 34

GLOSARIO 35

AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD I 36

ÍNDICE

BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD I 40

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA 41

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD II

TEMA 1: EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA1 EL ÁTOMO DE DEMÓCRITO A DALTON 42

2 EL ÁTOMO DE JOSEPH THOMSON 43

3 EL ÁTOMO DE RUTHERFORD 45

4 EL ÁTOMO DE BOHR Y PLANCK 46

4.1 ¿Qué son los espectros? 46

4.2 ¿Qué es la radiación electromagnética? 47

4.3 Modelo atómico de Bohr y la teoría cuántica de Max Planck 49

4.4 Niveles de energía 50

5 TEORÍA ATÓMICA ACTUAL 51

5.1 Modelo mecano cuántico 51

A. Teoría dualista de Louis De Broglie 51

B. Principio de incertidumbre de Heisenberg 52

C. Ecuación de onda de Erwin Schrödinger 52

6 GENERALIDADES DEL ÁTOMO 53

6.1 Número atómico 54

6.2 Número de masa 54

7 NÚCLIDOS 54

7.1 Tipos de núclidos 54

A. Los isótopos o hílidos 54

B. Isóbaros 55

C. Isótonos 55

D. Iones 55

E. Especies isoelectrónicas 56

TEMA N° 02: MODELO MECANO-CUÁNTICO 1 Números cuánticos 56

1.1 El número cuántico principal: n= 1, 2, 3, 4, ... 57

1.2 El número cuántico de momento angular o azimutal: l= 0, 1, 2, 3, ... , n - 1 57

1.3 El número cuántico magnético: m = - l, 0, +l 57

1.4 El número cuántico de spin:+1/2, -1/2 57

2 Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales 57

2.1Reglas para el llenado electrónico 57

A. Primera regla: Principio de exclusión de Pauli 57

B. Segunda regla: Regla de Hund 58

C. Tercera regla: Energía relativa - Regla de Aufbau o principio de construcción 58

2.2 Configuración electrónica 58

2.3 Configuración simplificada (Kernel) 58

A. Propiedades paramagnéticas 58

B. Propiedades diamagnéticas 58

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1ESPECTROS 59

LECTURA SELECCIONADA 2: Láser: la luz esplendorosa 59

GLOSARIO 60

AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD II 61

BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD II 65

UNIDAD III: ELEMENTOS Y ENLACES QUÍMICOS Y COMPUESTOS INORGÁNICOS 67

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD III

TEMA N° 01: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS 1 ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIÓDICA 68

2 DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL 69

2.1 Organización de los elementos en la Tabla Periódica 69

3 CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS ELEMENTOS 71

3.1 Metales 71

3.2 No metales 72

3.3 Metaloides o semimetales 74

3.4 Gases nobles, raros o inertes 75

4 DESCRIPCIÓN DE CARACTERÍSTICAS DE ALGUNOS GRUPOS DE LA T.P. 75

4.1 Grupo A 75

4.2 Grupo B 76

TEMA N° 02: VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS EN LA T.P. 1 Radio atómico 76

2 Potencial o energía de ionización 77

3 Afinidad electrónica 78

4 Electronegatividad 78

5 Carácter metálico 79

6 Carácter no metálico 79

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 01: RECONOCIMIENTO DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA 79

TEMA N° 03: ENLACES QUÍMICOS

1 ENLACE QUÍMICO 79

2 ESTRUCTURA DE LEWIS 79

2.1 Regla del octeto 80

2.2 Regla del dueto 80

3 ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 81

4 TIPOS DE ENLACES 81

4.1 Enlace iónico 81

4.2 Enlace covalente 82

4.3 Enlace metálico 84

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 02: ENLACES QUÍMICOS 86

LECTURAS SELECCIONADAS: ¿EL TERCER ELEMENTO LÍQUIDO? 86

GLOSARIO 86

AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD III 88

BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD III 91

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES 93

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD IV

TEMA N° 01: FUNCIONES INORGÁNICAS 1 CONCEPTOS GENERALES 94

1.1 Valencia 94

1.2 Estado de oxidación 94

1.3 Nomenclatura de compuestos inorgánicos 95

2 FUNCIÓN ÓXIDOS BÁSICOS 96

3 FUNCIÓN ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS 98

4 FUNCIÓN HIDRÓXIDOS O BASES 99

5 FUNCIÓN HIDRUROS METÁLICOS 101

6 FUNCIÓN HIDRUROS NO METÁLICOS 103

7 FUNCIÓN ÁCIDOS 104

7.1 Función ácidos hidrácidos con los grupos VIA y VIIA 104

7.2 Función ácidos oxácidos 105

8 FUNCIÓN SALES 107

8.1 Sales oxisales 107

8.2 Sales haloideas 109

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 1: FUNCIONES INORGÁNICAS 111

TEMA N° 02: REACCIONES QUÍMICAS 1 REACCIÓN QUÍMICA 111

2 ECUACIÓN QUÍMICA 111

3 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 112

3.1 Reacciones de síntesis, adición o combinación 112

3.2 Reacciones de descomposición 112

3.3 Reacciones de desplazamiento o sustitución simple 112

3.4 Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis 113

3.5 Reacciones exotérmicas y endotérmicas 113

3.6 Reacciones de combustión completa e incompleta 113

3.7 Reacciones Redox 114

3.8 Balance de ecuaciones 114

A) Método del tanteo 115

B) Método Redox 115

TEMA N° 03: SOLUCIONES 117

1 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN 118

2 PROCESO DE DISOLUCIÓN 118

3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES 119

3.1 Solución diluida 119

3.2 Solución concentrada 119

3.3 Solución saturada 119

3.4 Solución sobresaturada 119

4 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 119

4.1. Unidades físicas 119

4.2. Unidades Químicas 119

5 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR DILUCIÓN 120

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 02: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 121

LECTURAS SELECCIONADAS: DESALINIzACIÓN 121

GLOSARIO 123

AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD IV 124

BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD IV 127

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD I 128

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD II 129

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD III 130

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD IV 131

INTRODUCCIÓN

El presente manual autoformativo es el ma-

terial didáctico de la modalidad virtual que

tiene como propósito que los estudiantes se

aproximen progresivamente al conocimiento cien-

tífico de la Química de manera fácil y entretenida,

tomando como punto de partida las experiencias

y conocimientos previos que cada uno tiene, para

relacionar estos conocimientos con el lenguaje es-

pecializado de la ciencia y tener así la capacidad de

valorar y entender la Química y los avances científi-

cos que está produciendo en el mundo.

El manual ha sido diseñado utilizando como base

para la Unidad I, el libro “Fundamentos de Quími-

ca” de Ralph Burns. Las siguientes unidades son de

autoría propia. Se ha tratado de utilizar un lenguaje

claro, sin perder la rigurosidad del lenguaje quími-

co, utilizando ejemplos del entorno cotidiano, es-

quemas, gráficos, experimentos prácticos sencillos,

lecturas, glosarios y autoevaluaciones cuidadosa-

mente estructuradas para facilitar el aprendizaje de

los temas.

La Química es una ciencia factual, por lo que la

teoría se debe comprobar con la práctica. Para ello

es necesario conocer bien la parte conceptual y

realizar adecuadamente los experimentos que nos

permitan comprobar la teoría. De esta manera se

puede arribar a conclusiones acertadas, lo que final-

mente conduce a desarrollar un pensamiento más

complejo y reflexivo, como corresponde a un estu-

diante universitario.

Además, se quiere desarrollar en el estudiante la

capacidad de seguir aprendiendo, ya que la ciencia

se encuentra en permanente cambio y es necesario

que el estudiante de ingeniería maneje herramien-

tas conceptuales y metodológicas no solo para acce-

der a los conocimientos básicos de la Química, sino

de la ciencia misma, para así seguir desarrollándose

durante toda su formación universitaria y a lo largo

de su vida.

El estudio del manual y la ejecución de las actividades

se deben realizar siguiendo la siguiente secuencia:

• Estudiar los contenidos. Su lectura debe ser analítica y reflexiva su-

brayando, resumiendo y asimilando la información.

• Pasaralestudiodelecturasseleccionadasqueestánorientadasala

profundización o ampliación del tema tratado.

• Desarrollarlaautoevaluación,queesunapreparaciónparalaprueba

final de la asignatura.

• Desarrollarlasactividadesprogramadasparacadasemanaenelaula

virtual, con la asesoría del tutor.

En cuanto a las prácticas de laboratorio, algunas están propuestas para

ser desarrolladas íntegramente por los propios estudiantes y otras, debi-

do a lo especializado del instrumental o los materiales, se desarrollarán

a través de videos demostrativos, sobre cuyo contenido se deberán pre-

sentar reportes mediante el aula virtual.

Con esta nueva modalidad de enseñanza, se está planteando una ver-

dadera transformación universitaria, de manera que el estudiante sea

verdadero protagonista de su aprendizaje. En este sentido, aspiramos

a convertirnos en una de las mejores instituciones en el ámbito univer-

sitario nacional en esta modalidad, lo que solo podremos lograr con el

compromiso y dedicación de nuestros alumnos.

Agradezco a la Universidad por darme la oportunidad de volcar mi ex-

periencia en este manual y a mi amadísimo esposo por su apoyo incon-

dicional durante su realización. .

La autora

QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO 11

Diagrama Objetivos Inicio

Desarrollode contenidos

Actividades Autoevaluación

Lecturasseleccionadas

Glosario Bibliografía

Recordatorio Anotaciones

COMPETENCIA DE LA ASIGNATURA

Procesa información teórica y realiza experimentos sencillos para explicar y diferen-ciar las propiedades, estado y clasificación de la materia, analizando y entendiendo la importancia de los modelos atómicos y su evolución para comprender la teoría atómica moderna, clasificando los elementos según sus propiedades y su ubicación en la tabla periódica, aplicando estos conocimientos en la comprensión de cómo se forman algunos compuestos de su entorno y diferenciando los enlaces químicos y las reacciones químicas mediante la teoría y la experimentación, reconociendo la importancia de efectuar cálculos para comprender la formación de soluciones en diferentes concentraciones y valorando la importancia de la experimentación para afianzar conceptos.

UNIDADES DIDÁCTICAS

UNIDAD Nº 1 UNIDAD Nº 2 UNIDAD Nº 3 UNIDAD Nº 4

Materia y energía Teoría atómica Tabla periódica y enlace químico

Funciones

químicas,

reacciones

químicas y

soluciones

TIEMPO MÍNIMO DE ESTUDIO:

UNIDAD Nº 1 UNIDAD Nº 2 UNIDAD Nº 3 UNIDAD Nº 4

1ª y 2ª semana

16 horas

3ª y 4ª semana

16 horas

5ª y 6ª semana

16 horas

7ª y 8ª semana

16 horas







PRESENTACIÓN DE LA ASIGNATURA QUÍMICA GENERAL








CONTENIDO

BIBLIOGRAFÍA

EJEMPLOS

AUTOEVALUACIÓN

ACTIVIDADES







UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA







DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD

CONOCIMIENTOS PROCEDIMIENTOS ACTITUDES

Tema N° 1:

MATERIA Y ENERGÍA

1. La materia

2. Estados de la materia

3. Elementos y compuestos

4. Sustancias puras y mezclas

5. Propiedades de la materia

6. Cambios o fenómenos físicos

y químicos

Tema N° 2: LEY DE LA CON-SERVACIÓN DE MASA Y ENERGÍA

1. Ley de la conservación de la

masa

2. Energía y cambio químico

3. Ley de la conservación de la

energía

4. Conversión de materia en

energía

Tema Nº 3: SISTEMA DE UNI-DADES

1. Sistema de unidades

2. Magnitudes fundamentales y

magnitudes derivadas del sis-

tema internacional.

3. Factores de conversión y aná

lisis dimensional.

4. Incertidumbre en las

mediciones .

5. Notación científica.

Lectura Seleccionada 1:

El helio primitivo y la teoría del big-bang Raymond Chung.

Autoevaluación de la Unidad I

1. Identifica el significado de las propiedades y la aplica-ción de los principales con-ceptos de materia y energía.

2. Analiza la relación entre ma-teria y energía a partir de sus propiedades y establece su vinculación con la ecuación de Einstein.

3. Identifica los sistemas de medida y describe las unida-des utilizadas en Química.

4. Representa a los números en forma decimal y en nota-ción científica.

5. Convierte de una unidad de medida a otra utilizando el factor unitario.

Actividades Dirigidas:

1. Resuelve las actividades que corresponden a los procedi-mientos propuestos.

2. Realiza las actividades de la-boratorio y elabora el repor-te correspondiente.

Laboratorio 1:

Reconocimiento de materiales de laboratorio y bioseguridad.

Laboratorio 2:

Mezclas y combinaciones

Control de Lectura Nº 1:

Presenta un informe acerca de las actividades dirigidas que corresponden a la Unidad I.

Es responsable y puntual en el cumplimiento de sus obligaciones académicas, demostrando esfuerzo y perseverancia en el desarro-llo de las actividades de la asignatura.


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TEMA N° 1: MATERIA

1 LA MATERIA¿Qué es lo que me rodea? Suele interrogarse un niño cuando está comenzando a indagar sobre los objetos que lo rodean, una silla, una mesa, una pelota. El niño crece y son menos frecuentes esas preguntas, lo que se busca en este manual es que vuelvas a interesarte por esas preguntas básicas y a la vez indagues sobre la natura-leza de las cosas y profundices estos temas que son la base de la investigación de toda ciencia.

¿Qué es la materia? ¿El aire es materia? ¿La electricidad es materia? ¿La silla donde me en-cuentro sentado es materia? ¿El agua es materia?

Para responder estas interrogantes acudimos al texto de Ralph A. Burns:

Materia

Podemos describir la materia simplemente como la “sustancia” de la que están he-chas todas las cosas materiales del universo: el agua, la sal, la arena, el azúcar, el acero, las estrellas, e incluso los gases presentes en el aire, se componen de materia. La materia es todo lo que tiene masa e inercia y ocupa un lugar en el espacio. De hecho, la Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta expe-rimenta.

La masa es una medida de la cantidad de materia. Incluso el aire tiene masa, pero quizá sólo te das cuenta de ello cuando caminas contra un viento fuerte. Solemos confundir la masa con el peso. El peso es la acción de la fuerza de la gravedad sobre la masa de un objeto particular.

La intensidad de la gravedad de un planeta depende de su masa y su tamaño. Du-rante la mayor parte de su historia, la especie humana estuvo restringida a la super-ficie del planeta Tierra, que ejerce una fuerza gravitatoria relativamente constante sobre un objeto dado, por esta razón, los términos masa y peso se utilizaban en general de manera indistinta. Cuando se inició la exploración del espacio, no obs-tante, las claras diferencias entre la masa y peso se hicieron más evidentes y fáciles de describir. La masa de un astronauta en la Luna es la misma que su masa en la Tierra. La cantidad de materia que la constituye no cambia. El peso del astronauta en la Luna, sin embargo, es sólo una sexta parte de su peso en la Tierra, porque la atracción que la Luna ejerce es seis veces menor que la atracción de la Tierra. El peso cambia con la gravedad pero la masa no.

Ejemplo 1: Cierto astronauta tiene una masa de 65 kg. Compara la masa y el peso del astronauta en cada uno de los ambientes gravitatorios que se indican:

a) La luna con un gravedad 0.17 veces la de la tierra?, b) la tierra, c) el espacio, d) Marte con un gravedad de 0.38 veces la gravedad de la Tierra.

Solución:

La masa del astronauta no cambia. Es la misma en todos los ambientes. El peso del astronauta es máximo en el ambiente con la mayor atracción gravitatoria.

a) En la Luna, el peso del astronauta ocuparía el tercer lugar en orden descendente, después de la Tierra y marte.

b) En la tierra, el peso del astronauta sería el más grande porque la gravedad es máxima.

c) En el espacio, el astronauta carece prácticamente de peso.

e) El peso del astronauta en Marte sería el segundo más grande, porque la gravedad es aquí la segunda más intensa.

Ejercicio 1:

a) Explica por qué tu peso en Marte sería diferente de tu peso en la tierra.

b) ¿Cuánto pesarías en Marte?









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2 ESTADOS DE LA MATERIA¿En qué formas conocemos el agua? ¿Cómo se encuentra el aire en nuestro medio? ¿Cómo se presenta la materia en nuestro entorno?

Encontraremos las respuestas al leer el texto siguiente: (Burns R. 2003:14)

La materia tiene estados

Según su temperatura, una muestra de materia puede ser un sólido, un líquido o un gas. Estas tres formas de materia se conocen como estados de la materia o sim-plemente estados físicos. En el caso del agua, sus diferentes estados físicos suelen designarse con distintos nombres. Al agua sólida se le llama hielo. Si se calienta lo suficiente, el hielo se funde y se convierte en agua líquida. Si se continúa calentan-do, el agua hierve y se produce un gas al que llamamos vapor de agua, invisible a altas temperaturas. La nube que aparece encima del pico de una tetera o de un recipiente con agua hirviente contiene gotitas de agua líquida condensada.

Al enfriar el vapor, éste se condensa, es decir vuelve a ser líquido. Al reducir la tem-peratura del agua líquida lo suficiente, el agua se congela y forma hielo. Así pues, el estado físico del agua depende de la temperatura.

Un sólido tiene forma y volumen definidos. Muchos sólidos son cristalinos: tienen una forma tridimensional definida con superficies que forman ángulos específicos unas con otras. Por ejemplo, el cloruro de sodio, que es la sal de mesa ordinaria, o sal común, cristaliza en una forma cúbica con superficies (caras) que forman ángulos de 90 º.

Un cristal se parte o divide cuando se le golpea en ciertos ángulos, de tal modo que los fragmentos conservan la misma forma característica.

Las propiedades de los sólidos se explican a nivel atómico en términos de una dis-posición definida y regular de las partículas individuales, diminutas e invisibles, que constituyen un sólido. Esta disposición o matriz se conoce como matriz o red crista-lina. Las partículas, estrechamente empaquetadas, se mantienen juntas por efecto de fuerzas de atracción. Las partículas de un sólido tienen poco movimiento; sólo una ligera vibración dentro de la red cristalina.

A diferencia de los sólidos, los líquidos adoptan la forma del recipiente que los con-tiene, a excepción de la superficie que, en general, es plana. Al igual que los sólidos, sin embargo los líquidos conservan un volumen casi constante. Si tienes una bebida gaseosa de 375 ml, tendrás ese volumen ya sea que esta bebida este en una lata, en una botella, o extendida en un charco en el piso lo que pone en manifiesto otra propiedad de los líquidos. A diferencia de los sólidos, los líquidos fluyen, pero unos lo hacen con más facilidad que otros. La viscosidad de un líquido es una medida de su resistencia al flujo, y es una de las propiedades especiales de cada líquido. Los líquidos viscosos, como la miel, fluyen con lentitud; el agua y el alcohol, que son poco viscosos, fluyen mucho más aprisa.

El agua y el alcohol son dos líquidos miscibles. Eso significa que se disuelven el uno en el otro. Es posible mezclarlos en cualquier proporción, y permanecen mezcla-dos sin separarse en capas. El aceite vegetal y el agua son dos líquidos inmiscibles forman una mezcla turbia que contiene gotas pequeñísimas de uno de ellos visi-blemente suspendidas en el otro. Si se dejan en reposo, los líquidos inmiscibles se separan en dos capas distintas.


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Al observar un líquido que fluye, puedes hacerte una idea de lo que ocurre en el nivel atómico si te imaginas las partículas individuales más pequeñas deslizándose y resbalando unas sobre otras. Las partículas individuales de un líquido están próxi-mas entre sí, y sus atracciones mutuas son bastante intensas; sin embargo, tienen libertad de movimiento. Por ejemplo, las partículas diminutas de aceite o agua se juntar para formar gotitas visibles. Los sólidos y los líquidos son prácticamente in-compresibles porque hay poco espacio entre las partículas individuales.

Los gases no tienen forma ni volumen definidos, sino que adoptan la forma del reci-piente que ocupan. Infla parcialmente un globo y amárralo. Apriétalo en un lugar y observa como fluye el gas hacia zonas menos restringidas. Los gases se expanden hasta llenar totalmente el recipiente que ocupan, pero también es posible comprimirlos para introducirlos en recipientes pequeños. Por ejemplo, se puede comprimir aire e intro-ducirlo en un tanque de acero para que lo utilice un buzo, bajo el agua, durante cierto tiempo. Los gases también se difunden con rapidez; es decir, se mezclan con otros gases al desplazarse para llenar el espacio disponible. Si alguien está horneando pan, el aroma se impregna rápidamente en el área. Si abres un tanque de amoniaco gaseoso en una habitación, el irritante olor se extenderá muy pronto por todo el cuarto.

Ejemplo 2: Identifica el estado físico de los siguientes materiales a temperatura ambiente.

a) oxígeno b) vapor de agua c) cera de vela d) alcohol

Solución:

a) gas b) liquido c) sólido d)sólido

Ejercicio 2: Describe las diferencias en cuanto a la disposición de las partículas in-dividuales presentes en: a) un cubo de hielo, b) un vaso de agua, c) vapor de agua

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2.1 Cambios de estado de la materiaSegún Ralph Burns:

Cuando un cuerpo está expuesto al calor o al frío pasa de un estado a otro enton-ces decimos que ha cambiado de estado. Por ejemplo: Sí se calienta un sólido, llega a un punto en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia en el momento que el sólido pasa a líquido. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica. Otro ejemplo es la sublimación cuan-do a una sustancia química se le aumenta la temperatura pasa del estado sólido al estado gaseoso y cuando se enfría abruptamente pasa del estado gaseoso a sólido, produciéndose una sublimación indirecta o compensación, tal como se muestra en el siguiente gráfico.

Cambios de estado (Fuente: http://iesfuentenueva.net)









Reforzamos conocimientos con la siguiente tabla: (Burns R. 2003:16)

Ejercicio 3: ¿Existen otros estados de la materia? Averigua cuáles son y describe sus principales propiedades.

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-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Diagrama Objetivos Inicio






ACTIVIDAD N° 1:

Esta actividad puede consultarla en su aula virtual.

3. ELEMENTOS Y COMPUESTOS

¿Cómo está organizado el universo?

La explicación de toda la organización del universo se encuentra en el texto si-guiente: (Burns R. 2003:17-22).

Una sustancia pura es una sustancia química par-ticular compuesta de la misma clase de materia, con partículas del mismo tipo en toda su exten-sión y puede ser un elemento o un compuesto.

Los elementos son las sustancias más fundamen-tales con las cuales se construyen todas las cosas materiales. La partícula más pequeña que conser-

va las propiedades del elemento en un átomo. Los átomos de un elemento sólido están organizados con arreglo a un patrón regular y son del mismo tipo. Todos los átomos de un trozo de cobre son átomos de cobre. Todos los átomos de un trozo de plata son átomos de plata. Los átomos de un elemento en particular no se pueden dividir en átomos más simples. El oro nunca ha sido descompuesto en áto-mos más simples, lo que demuestra que es un elemento.

Los compuestos son sustancias puras constituidas por elementos de dos o más ti-pos, combinados unos con otros en proporciones fijas. Cada compuesto tiene una fórmula química que indica las proporciones en que se combina cada elemento. La fórmula química del amoniaco es NH3, lo que indica que un átomo de nitrógeno está combinado con 3 átomos de hidrógeno. Las propiedades de los compuestos son diferentes de las propiedades de los elementos individuales que los forman.


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En un tiempo se pensó que el agua era un elemento, pero ahora sabemos que es un compuesto que está formado por dos elementos: hidrógeno y oxígeno. La fórmula química del agua es H2O, indica que dos átomos de hidrógeno están combinados con cada átomo de oxígeno. El agua se puede descomponer, en un laboratorio, en hidrógeno y oxígeno haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ella. Un compuesto en particular tiene una proporción atómica específica y un porcentaje en masa específico de cada elemento del compuesto. Esto constituye un enunciado de la ley de la composición definida, también conocida como la ley de las propor-ciones definidas de Proust.

La sal común se puede descomponer fundiéndola primero y luego haciéndola pa-sar por una corriente eléctrica a través del líquido, para obtener los elementos sodio y cloro. La sal común es un compuesto, y tiene una composición definida: 39.3% de sodio y 60.7% de cloro.

Ejemplo 3: Explica cómo se puede distinguir fácilmente el cloruro de sodio (sal común) de los elementos que se combinaron para formar el compuesto (Consulta la tabla si no estás familiarizado con esta sustancia).

Solución:

La sal común (cloruro de sodio) es un compuesto cristalino blanco muy común que se emplea para sazona. Se disuelve en agua. Los elementos sodio y cloro (descritos en la tabla) no se parecen en nada al compuesto. El sodio es un metal sólido blando plateado y reactivo; el cloro es un gas tóxico, de color amarillo verdoso pálido.

Reforzamos conocimientos con la siguiente tabla (Burns R. 2003:18)

COMPOSICIÓN DE ALGUNOS COMPUESTOS COMUNES

Ejercicio 4: Elabora una lista de elementos y compuestos que puedes encontrar a tu alrededor.

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4. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS

¿Qué es una sustancia pura? ¿La sal y una sortija de plata son sustancias puras? Una mezcla formada por aceite y agua, ¿qué tipo de mezcla es? Una mezcla formada por alcohol y agua, ¿qué tipo de mezcla es?.


Nombre del compuesto

Composición del compuesto Comparación de propiedades

Agua Hidrógeno y oxígeno

El hidrógeno y el oxígeno son gases, pero el agua es líquida a temperatura ambiente.

Azúcar de mesa

Carbono, hidrógeno y

oxígeno

El carbono puede ser un sólido negro; el hidrógeno y el oxígeno son gases incoloros, El compuesto azúcar es un sólido de color blanco de sabor dulce.

Sal común Sodio y cloro El sodio es un metal sólido plateado y reactivo, y el cloro es un gas tóxico de color verde pálido. La sal es un sólido cristalino blanco.

Amoníaco Nitrógeno e hidrógeno

Los elementos son inodoros, pero el amoniaco tiene un olor intenso.

Alcohol etílico

Carbono, hidrógeno y

oxígeno

El carbono puede ser un sólido negro; el hidrógeno y el oxígeno son gases incoloros. El compuesto (alcohol etílico) es un líquido incoloro e inflamable.

Sulfuro de hidrógeno

Hidrógeno y azufre

El hidrógeno es un gas incoloro e inodoro. El azufre es un sólido amarillo pálido. El compuesto (sulfuro de hidrógeno) es un gas incoloro con olor a huevos podridos.








Las respuestas a estas interrogantes se explican en el siguiente texto de Ralph Burns (Burns R.2003:19).

Toda muestra de materia se clasifica como sustancia pura o como mezcla. Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto. La composición de una sustancia pura es definida y fija. Por ejemplo, el agua pura es un compuesto; siem-pre contiene 11 % de hidrógeno y 89% de oxígeno en masa. El oro puro (de 24 quilates) es un elemento; es 100% oro. Tanto los elementos como compuestos son homogéneos, esto es, son iguales en todas sus partes.

La composición de una mezcla puede variar. El jugo de naranja es una mezcla que contiene jugo, pulpa, agua y diversas sustancias químicas naturales y aditivos quí-micos, según la marca de jugo que compres. También es una mezcla un pastel, una galleta, un vaso de té o un refresco.

Las sustancias puras son elementos o compues-tos, y las mezclas son homogéneas o heterogé-neas. El jugo y el pastel son ejemplos de mez-clas heterogéneas. El prefijo hétero significa “diferente”. Una mezcla heterogénea no tiene propiedades uniformes en toda su extensión; la composición de una zona (o fase) difiere de la composición de otra zona (o fase). Una mezcla de aceite y agua es oro ejemplo de una mezcla heterogénea.

Una mezcla homogénea es uniforme en toda su extensión.

Una solución es una mezcla homogénea; su composición y su apariencia son uniformes. Los sólidos como el azúcar y la sal se disuelven en agua y forman soluciones. Las mez-clas de líquidos miscibles como el alcohol y el agua, son soluciones; son uniformes en su totalidad. Casi todas las aleaciones metálicas, como el bronce, el latón y el acero, son soluciones de un sólido disuelto en otro sólido; son homogéneas.

Todo lo tratado se resume en el siguiente gráfico:


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Reforzamos conocimientos con la siguiente tabla (Burns R. 2003:20)

ALGUNAS SOLUCIONES COMUNES (MEZCLAS HOMOGÉNEAS)

Ejemplo 4: Clasifica los materiales siguientes como heterogéneos u homogéneos.

a) huevos revueltos b) gasolina c) madera d) latón e) Una pizza

Solución

a) Los huevos revueltos son heterogéneos, pues algunas partes tienen más clara que otras.

b) la gasolina es una mezcla homogénea de diversos compuestos derivados del pe-tróleo que son miscibles y están distribuidos uniformemente en toda la gasolina.

c) La madera es una mezcla heterogénea de celulosa, savia y otros materiales.

d) El latón es una mezcla homogénea de cobre y zinc (Véase tabla)

e) Una pizza es una mezcla heterogénea que contiene aceites, agua, levadura, salsa de tomate, queso y otros ingredientes.

Ejercicio 5: Se tiene una bolsa de azúcar. Utilizando algún método que puedas ima-ginar, ¿se puede separar sus componentes (carbono, hidrógeno y oxígeno)? ¿Cómo podrías hacerlo? ¿Tiene fórmula? ¿Se trata de una mezcla o una combinación? Fun-damenta tu respuesta.

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ALGUNAS SOLUCIONES COMUNES (MEZCLAS HOMOGÉNEAS)

Solución Composición

Soluciones gaseosas

Gas natural Metano y pequeñas cantidades de otros gases

Aire 78.0% de nitrógeno, 20.9% de oxígeno, 0,9% de argón y trazas de dióxido de carbono y otros gases.

Soluciones líquidas

Alcohol para fricciones 70% de alcohol isopropilico y 30% de agua

Vino De 10 a 12% de alcohol etílico

Cerveza Aproximadamente 5% de alcohol etílico

Tintura de yodo Yodo disuelto en alcohol

Soluciones sólidas (aleaciones)

Latón Cobre (Aprox. 70%) y zinc (Aprox. 30%)

Bronce Cobre y estaño en diversas proporciones

Acero de alto carbono 1.0% de manganeso, 0.9% de carbono, 98.1 % de hierro

Acero inoxidable 18.0% de cromo, 8.0% de Níquel, 0,2% de carbono, 73.8% de hierro.

Plata de ley 92.5% de plata con 7.5% de cobre

Oro amarillo (14 K) 58% de oro, 24% de plata, 17% de cobre, 1% de zinc.

Oro amarillo (10K) 42% de oro, 12% de plata, 40% de cobre, 6% de zinc.








Ejercicio 6: Se tiene un vaso de agua donde se encuentra disuelta una cucharada de sal. ¿Se puede separar en sus componentes? ¿Posee fórmula? ¿Se trata de una mezcla o una combinación?

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Ejercicio 7: Se tiene un anillo de oro de 24 quilates. ¿Se podría separar en compo-nentes más sencillos? ¿Por qué?

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Ejercicio 8: Realiza una lista de mezclas homogéneas, mezclas heterogéneas, ele-mentos y compuestos del entorno donde te desenvuelves.

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ACTIVIDAD N° 2:


5. PROPIEDADES DE LA MATERIA

Cierto solido es muy maleable, liviano, lustroso, conduce la electricidad, se oxida en el medio ambiente y se disuelve cuando es atacado por un ácido. De las mencionadas, ¿cuáles son pro-piedades físicas y cuáles son propiedades químicas?

Un clavo de hierro, de color plomizo, se oxida fácilmente en el medio ambiente, es dúctil, posee una masa de 10 g. ¿Qué propiedad no serviría para distinguirlo de otros materiales?

Las respuestas a estas interrogantes se explican en el siguiente texto (Burns R.2003:22)

El azúcar, el agua y el aluminio son sustancias diferentes. Toda sustancia tiene pro-piedades específicas que no dependen de la cantidad de sustancia. Las propiedades que nos permiten identificar o caracterizar una sustancia, y distinguirla de otras sustancias, se llaman propiedades características. Éstas se subdividen en categorías: propiedades físicas y propiedades químicas.

Las propiedades físicas características de una sustancia son aquellas que identifican la sustancia sin alterar su composición. El color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza, lustre metálico (brillo), ductibilidad, maleabilidad y viscosidad son todos propiedades físicas características. Por ejemplo cuando se ca-lienta agua en un recipiente pequeño hasta su punto de ebullición, o si se hace lo mismo en un caldero muy grande, la temperatura a la que el agua hierve tiene el mismo valor: 100ºC o 212ºF. Análogamente, el punto de congelación del agua es 0ºC o 32ºF. Estos valores son independientes de la cantidad de materia.


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PROPIEDAD FÍSICA

Por ejemplo la densidad se utiliza para diferenciar un cuerpo material de otro y no dependen de la cantidad de materia. Es por eso que es una propiedad física intensiva.

Las propiedades características que relacionan los cambios de composición de una sustancia o sus reacciones con otras sustancias se llaman propiedades químicas: Las preguntas siguientes conciernen a las propiedades químicas de una sustancia.1. Arde en el aire2. ¿Se descompone (se divide en sustancias más simples) cuando se calienta?3. ¿Reacciona con otra sustancia, como oxígeno, un ácido o un metal, por ejemplo?4. ¿De qué modo la modifican otras sustancias y qué sustancias produce la reacción?

Las propiedades químicas incluyen la tendencia de una sustancia a reaccionar con otra, a enmohecerse, corroerse, estallar o actuar como veneno o carcinógeno (agente productor de cáncer).

PROPIEDAD QUÍMICACuando el azúcar común reacciona violentamente con el ácido sulfúrico.

Las propiedades características físicas y químicas, también llamadas propiedades intensivas, se emplean para identificar una sustancia. Las propiedades extensivas de la sustancia son las que dependen de la cantidad de muestra, e incluyen las medicio-nes de masa, volumen y longitud. Las propiedades intensivas ayudan a identificar o caracterizar un tipo de materia en particular. Las propiedades extensivas se relacio-nan con la cantidad de muestra presente.

Reforzamos conocimientos con las siguientes tablas:









ALGUNAS PROPIEDADES INTENSIVAS

5.1 Densidad absoluta y densidad relativa

La densidad es una propiedad característica de la materia sumamente importan-te. Cuando alguien dice intuitivamente que el plomo es “pesado”, o que el alumi-nio es “liviano”, en realidad se está refiriendo a la densidad de estos materiales. La densidad se define como cantidad de masa por unidad de volumen.

La densidad de los sólidos se expresa en g/cm3, y la de los líquidos se suele expresar en g/ml. Tengamos en cuenta que 1 ml de líquido ocupa el mismo espacio que 1 cc, de modo que la densidad de un líquido en gramos por mililitro también se podría expresar como gramos por centímetro cúbico. En el caso de los gases, la densidad se expresa en g/l (gramos por litro).

La densidad relativa (D.R.) es el resultado de dividir la masa de una sustancia entre la masa de un volumen igual de agua en las mismas condiciones. Esto equi-


PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS (INTENSIVAS) DE ALGUNAS SUSTANCIAS

Sustancia

Propiedades físicas

Propiedades

químicas Estado

Punto de

fusión Color Conductividad

eléctrica

Aluminio Sólido 660ºC Plateado Buena Reacciona con ácidos

Cloruro de sodio (sal común)

Sólido 801ºC Blanco Ninguna como sólido; buena disuelto en agua

La electricidad lo descompone en sodio y cloro

Sacarosa (azúcar de caña)

Sólido 185ºC Blanco No Arde en oxígeno con producción de agua y dióxido de carbono

Alcohol etílico Líquido -117ºC Incoloro No Inflamable

Agua Líquido 0ºC Incolora No Inflamable

Helio Gaseoso -272ºC Incoloro No No reactivo

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vale a dividir la densidad de una sustancia entre la densidad del agua.

La densidad relativa del agua, por lo tanto, es exactamente igual a “1”. La densi-dad relativa carece de unidades debido a que se dividen dos valores con las mis-mas unidades, lo cual da un número adimensional (sin unidades). Si se utilizan unidades del SI, en las que la densidad del agua es aproximadamente 1g/ml a temperatura ambiente, entonces la densidad relativa de una sustancia cualquie-ra es numéricamente igual a su densidad.

DENSIDADES A TEMPERATURA AMBIENTE

5.2 Calor y temperatura

El calor y la temperatura tienen una estrecha relación, pero no son lo mismo. Cuando tocamos un objeto podemos percibir una sensación de caliente o frío dependiendo de la temperatura que tenga, así como de su capacidad para con-ducir el calor. Por eso, si ponemos sobre una mesa un pedazo de madera y un ob-jeto de metal, al tocar el objeto metálico lo percibimos más frío porque conduce mejor el calor que la madera; sin embargo, los dos tienen la misma temperatura.

La temperatura es la magnitud física que indica qué tan caliente o fría es una sustancia respecto a un cuerpo que se toma como patrón. Cuando se aplica ca-lor a una sustancia, se eleva su temperatura, percibiéndose más caliente, pero al mismo tiempo se producen alteraciones en varias de sus propiedades físicas. Así, al variar su temperatura, las sustancias se dilatan o se contraen, su conductividad eléctrica cambia y si se trata de un gas, su presión varía.

La temperatura de un cuerpo es una propiedad intensiva, ya que no depende de la cantidad de materia ni de su naturaleza, sino del ambiente en que se encuen-tren. Por ese motivo, una piedra, un trozo de metal o madera, etc., que están en un mismo lugar, tendrán la misma temperatura.

Hay que señalar que nuestro cuerpo no detecta la temperatura, sino pérdidas o ga-nancias de calor. En conclusión, todo cuerpo, debido a su temperatura, tiene la capa-cidad de transferir energía calorífica a otro cuerpo que esté a temperatura más baja.

6. CAMBIOS O FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

¿Qué transformaciones o cambios en la materia conoces? Cuando el hielo se derrite,¿es un cambio físico o químico?, ¿porqué? Cuándo una manzana pelada se deja a la intemperie, ¿qué sucede?, ¿es un cambio físico o químico?

Para responder estas interrogantes, leeremos los siguientes párrafos del libro de Ralph Burns. (Burns.R. 2003 22).


SOLIDOS g/cc LIQUIDOS g/ml GASES g/L

Madera balsa (aprox.) 0.13 Gasolina (aprox.) 0.67 Hidrógeno 0.090

Madera de pino (aprox.) 0.42 Alcohol etílico 0.79 Helio 0.177

Hielo (-10ºC) 0.917 Aceite de semilla de algodón 0926 Amoniaco 0.771

Magnesio 1.74 Agua (20ºC) 0.998 Neón 0.901

Aluminio 2.70 Agua (4ºC) 1.000 Nitrógeno 1.25

Hierro 7.86 Cloruro de metileno 1.34 Aire (seco) 1.29

Cobre 8.96 Cloroformo 1.49 Oxígeno 1.42

Plomo 11.4 Ácido sulfúrico 1.84 Dióxido de carbono 1.96

Oro 19.3 Mercurio 13.55 Cloro 3.17








Si se corta o se rompe un trozo de cera en fragmen-tos más pequeños, o si se funde (un cambio de estado). La muestra que queda sigue siendo cera. Cuando se enfría, la cera fundida vuelve a ser un sólido. En estos ejemplos sólo se ha producido un cambio físico es decir, la composición de la sustan-cia no se alteró.

Cuando una vela arde se producen cambios tanto físicos como químicos. Después de encenderla, la cera sólida próxima a la mecha encendida se funde; este es un cambio físico; la composición de la cera no cambia al pesar que pasa del estado sóli-do al estado líquido. La mecha encendida absorbe parte de la cera fundida, y en la mecha se produce un cambio químico. Aquí, la cera de la flama de la vela reacciona químicamente con el oxígeno del aire para formar dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua. En todo cambio químico se consumen uno o más sustancias y se for-man al mismo tiempo una o más sustancias nuevas, cada una con sus propiedades físicas y químicas peculiares.

Sin embargo, la aparente desaparición de algo, como la cera, por ejemplo, no es ne-cesariamente un signo de que estamos observando un cambio químico. Por ejem-plo, cuando el agua se evapora de un vaso y desaparece, ha dejado de ser líquido y se ha convertido en un gas llamado vapor de agua, pero en ambas formas se trata del agua. Esto es un cambio de fase (de líquido a gas), que es un cambio físico.

Ejemplo 5: Clasifica los siguientes hechos como propiedad física, propiedad quími-ca, cambio físico o cambio químico.

a) El alcohol es inflamable, b) El alcohol es volátil, se evapora con facilidad, c) Una muestra de sal común se disuelve en un vaso de agua, d) Con el tiempo, una batería de linterna pierde su carga.

Solución: a) Ésta es una propiedad química; la combustión produce sustancias nuevas. b) Ésta es una propiedad física; el alcohol cambia de líquido a gas. c) Éste es un cambio físico, la sal continúa presente, aun cuando el agua se evapore. d) Este es un cambio químico, cuando se genera electricidad, ciertas sustancias

químicas se consumen y se producen otras.

Ejercicio 9: Clasifica los siguientes hechos como propiedad física, propiedad quími-ca, cambio físico o cambio químico. Fundamenta tu respuesta.

a) Disolución de azúcar en agua b) Licuación del nitrógeno c) El diamante presenta alta dureza d) El sodio se oxida

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Ejercicio 10: Elabora una lista de las propiedades físicas, propiedades químicas, fenómenos físicos y fenómenos químicos que observas cotidianamente.

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Ejercicio 11: Investiga qué es alotropía y qué sustancias presentan este fenómeno.

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TEMA N° 2: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE MASA Y ENERGÍA

Se pesa un palo de fósforo. Inicialmente pesa 1 g y luego se prende y combustiona. Se vuelve a pesar y ahora 0.8 g. ¿El palo de fósforo perdió masa?, ¿por qué?, ¿el palito de fósforo conservó su masa?, ¿por qué?

Para responder estas interrogantes, leeremos los siguientes párrafos del libro de Ralph Burns (Burns R.2003 24).

1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASACuando una vela arde no se gana ni se pierde masa. La masa total de la cera y del oxígeno presente antes de la combustión es igual a la masa total de dióxido de car-bono, vapor de agua y cera sin quemar que quedan cuando la vela se apaga.

Masa de la cera + masa del oxígeno = Masa del dióxido de carbono + Masa del agua + Masa de la cera sin quemar

No se produce un cambio total de masa durante la reacción química. La masa se con-serva. Esto se conoce como la Ley de la conservación de la masa. La cual establece que:

“No se crea ni se destruye masa durante los cambios físicos y químicos”

El descubrimiento de la ley de la conservación de la masa tuvo lugar en Francia, por obra de Antoine Lavoisier. Luego de llevar a cabo múltiples reacciones en recipientes cerrados, de modo que ninguna sustancia pudiese entrar o salir. Lavoisier concluyó que no ocurría cambio alguno en cuanto a la masa total. Puesto que la masa se conserva du-rante reacciones, también debe conservarse la materia; no se crea ni se destruye materia durante una reacción química. En otras palabras, es imposible crear materia de la nada; no se puede crear átomos a partir de la nada. Dicho de otra manera, “durante reaccio-nes químicas no se ganan ni se pierden átomos”. Por consiguiente, solo es posible hacer nuevos materiales cambiando la forma en que los átomos se combinan.

Ejemplo 1: Teniendo en cuenta la ley de la conservación de masa, explica cómo es que el hierro enmohecido, que es hierro combinado con oxígeno, puede pesar más que el hierro puro.

Solución:

El enmohecimiento del hierro se parece mucho a la combustión de la cera que ya hemos descrito. La sustancia reaccionó con oxígeno, pero no hubo un cambio de masa en conjunto. De forma análoga, cuando el hierro se enmohece, se combina con una masa específica de oxígeno para producir una masa de óxido de hierro igual a la suma de las masas del hierro y el oxígeno consumidos en el proceso.









Las masas totales de las sustancias deben ser iguales antes y después de la reacción.

Ejercicio 1:

a) Cuando un fósforo se quema en su totalidad, ¿se pierde masa? Explica tu respuesta.

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b) Pregunta a un amigo o amiga si se pierde masa o no cuando un tronco arde en una chimenea, o cuando se quema gasolina en un automóvil. Explica lo que ocurre.

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Ejercicio 2: Menciona ejemplos de tu entorno cotidiano en los que se cumpla la ley de la conservación de la materia.

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2 ENERGÍA Y CAMBIO QUÍMICO¿Qué es energía? ¿Qué tipos de energía conoces? ¿En que unidades se representa la energía?

Para responder a éstas interrogantes leeremos los siguientes párrafos del libro de (Burns R.2003 24-28)

La energía se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor. Se realiza trabajo cuando se desplaza una masa a lo largo de una distancia. Son formas comunes de energía: la luz, el calor, la energía eléctrica, la energía mecánica y la energía química. La ener-gía se puede convertir de una forma en otra. Por ejemplo, cuando enciendes una linterna, la energía química alma-cenada en las baterías se convierte en energía eléctrica y, finalmente, en luz y un poco de energía calorífica.

Las diversas formas de energía se clasifican como energía cinética o energía po-tencial. La energía cinética es energía en movimiento. Cuando un automóvil esta-cionado comienza a rodar por una pendiente, la energía potencial se convierte en energía cinética. En términos matemáticos, la energía cinética (E.C.) de un objeto es igual a la mitad de su masa (m) multiplicada por el cuadrado de su velocidad (v)

La energía potencial es energía almacenada; es la energía que un objeto posee en virtud de su posición o de su composición química. La gasolina y el azúcar de mesa poseen energía potencial debido a su composición química. Un automóvil estacio-nado en una colina tiene energía potencial debido a su posición.

La energía potencial almacenada en el azúcar y otros alimentos se libera cuando


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las células vivas utilizan el alimento mediante un proceso conocido como meta-bolismo. Este proceso es muy complejo, pero se resume como sigue: el azúcar se combina con oxígeno para producir dióxido de carbono agua y energía. De esta forma, se libera cierta energía cuando las moléculas de azúcar y oxígeno de alta energía (menos estables) se transforman, por medio de reacciones químicas, en las moléculas de dióxido de carbono y agua de baja energía (más estables). En esta reacción, que aquí se representa, se libera energía.

Una reacción que libera energía calorífica es una reacción exotérmica. Cuando se utiliza el término exergónica en vez de exotérmica, se indica que también se puede liberar energía en otras formas distintas del calor. Cuando se incorpora o se absorbe calor u otras formas de energía durante las reacciones, éstas se denominan reaccio-nes endotérmicas y endergónicas, respectivamente.

3 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍASiempre que ocurre una reacción, hay también un cambio de energía. O bien la reacción libera energía, o ésta se requiere de manera continua para que la reacción prosiga. Como se describió en el caso de los procesos inversos del metabolismo y fotosíntesis, si la reacción en un sentido libera energía, la reacción inversa debe absorberla. Este fenómeno tiene una explicación. Durante una reacción química se absorbe o libera energía, pero

“No se crea ni se destruye energía durante los procesos químicos”

Esto se conoce como la ley de la conservación de la energía, es una forma de expre-sar lo que también se conoce como la primera ley de la termodinámica.

Para explicar cómo es que se gana o se pierde energía sin que ésta se cree o se destruya, supongamos que tie-nes cierta cantidad de dinero, el cual puede estar disponible en efectivo, o bien “almacenado” en una cuenta de cheques, pero la cantidad total no ha cambiado. El dinero que ésta en el banco, es decir, el dinero “alma-cenado”, en cierto sentido como la energía potencial. No puedes tomar S/. 100 de tu cuenta sin que el valor de la cuenta disminuya en S/. 100, pero en realidad no has perdido dinero. Si se libera energía que ésta almacenada, y queda disponible para ser utilizada, entonces hay menos energía almacenada, pero nada se ha perdido.

Si una parte de la energía potencial almacenada de las sustancias químicas se trans-forman en energía calorífica disponible, entonces la energía potencial de las sus-tancias restantes deberá ser menor que al principio. La energía no se crea ni destru-ye, sino que se transforma, de energía potencial almacenada, en energía calorífica disponible o trabajo.

Ejemplo 2: ¿Representan los procesos siguientes un cambio químico o un cambio físico? ¿Hay un incremento o una disminución de la energía potencial de los mate-riales que intervienen?

a) Un tazón de vidrio cae al suelo, b) Se empuja una bicicleta hasta la cima de una









colina, c) Una mezcla de hidrógeno y oxígeno gaseosos estalla detonando cuan-do se inflama y produce agua. d) Una corriente eléctrica descompone agua en hidrógeno y oxígeno.

Solución: a) Un cambio físico; la energía potencial del tazón disminuye. Conforme el tazón

cae, parte de la energía potencial se convierte en cinética. b) Un cambio físico; la energía potencial de la bicicleta aumenta a medida que ésta

sube a la colina. c) Un cambio químico; la energía potencial de las sustancias químicas disminuye se

emite un sonido y otras formas de energía cuando las sustancias reaccionan. d) Un cambio químico, la energía potencial de las sustancias químicas aumenta

cundo se suministra energía. Esta reacción es la inversa de la reacción del ejem-plo anterior.

Ejercicio 3: a) ¿El butano libera o absorbe energía cuando se quema? ¿La reacción es exotérmi-

ca o endotérmica? Explica tu respuesta.

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b) ¿Se libera o absorbe energía cuando se forma azúcar en plantas verdes? ¿La foto-síntesis es exergónica o endergónica? Explica tu respuesta.

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Ejercicio 4: ¿Qué significa energía renovable y no renovable? Elabora una lista de formas de energía renovable y no renovable que puedes encontrar en la vida diaria.

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Ejercicio 5: Investiga sobre otras formas de energía que se están utilizando en el mundo.

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4 CONVERSIÓN DE MATERIA EN ENERGÍA¿Puede convertirse la materia en energía y la energía en materia?

Albert Einstein, uno de los científicos más notables de los últimos tiempos, relacio-nó ala materia y energía de una manera interesante.


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Para 1905, Einstein ya había elaborado su teoría de la relatividad. Al hacerlo dedujo una relación entre materia y energía. La ahora famosa Ecuación de Einstein, suele describirse como sigue:

o con más precisión,

Donde: : cambio de energía

: cambio de masa, y

c : velocidad de la luz

De acuerdo con la ecuación de Einstein, una masa definida se transforma siem-pre en una cantidad definida de energía. La ecuación adquiere mayor transcen-dencia cuando se trata del uranio. Sí un gramo de materia se convierte total-mente en energía, contiene la energía suficiente para calentar una casa durante 1 000 años.

El razonamiento de Einstein no se corroboró sino hasta 40 años más tarde. Su com-probación estremeció al mundo con la fuerza de una explosión nuclear.

La Ecuación de Einstein describe la relación matemática entre la materia y la energía. En las reacciones nucleares, cantidades extremadamente pequeñas de materia se convierten en cantidades enormes de energía, pero el total de la masa y la energía del universo permanecen constantes.

Ejemplo 3: En un proceso nuclear de fisión, 10 g de plutonio (Pu-239), se transfor-man en energía. Calcular esa energía en ergios y en joules.

Solución:

Datos: m=10 g c = 3×108 m/s = 3×1010 cm/s

Reemplazando los datos en la fórmula: E = mc2

a) Energía expresada en unidades de ergios (g·cm2/s2). La masa tiene que estar expresada en gramos y la velocidad de la luz en cm/s.

E = 10 g × (3×1010 cm/s)2 = 90×1020

Es conveniente expresar la respuesta en notación científica:

E= 9×1021 g·cm2/s2 = 9×1021 ergios

b) Energía expresada en joules (kg·m2/s2). Es necesario convertir 10 g a kg y expre-sar la velocidad de la luz en m/s

E = 10 g×(1kg/1000 g)×(3×108m/s)2

E= 9×1014kg·m2/s2 = 9×1014 joules


FISIÓN NUCLEAR FUSIÓN NUCLEAR








Ejercicio 6:

a) ¿Cuál es la diferencia entre fusión y fisión nuclear?

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Ejercicio 7:

b) ¿Qué significa transmutación nuclear? Cita ejemplos.

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c) ¿Qué es una reacción en cadena?

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d) ¿Qué partícula subatómica fisiona al átomo?

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TEMA N° 3: SISTEMA DE UNIDADES

¿Cómo se cuantifica la materia?

Para responder a ésta interrogante leeremos los siguientes párrafos del libro de Ralph Burns (Burns R. 2003 36)

1 SISTEMA DE UNIDADES

Los científicos de todo el mundo utilizan desde hace mucho tiempo el sistema métrico que fue adoptado en Francia en la década de 1790 a 1800. Hoy en día, casi todos los países del mundo utilizan el sistema métrico actualizado denominado Sistema Internacional o SI.

El sistema (SI) se basa en el sistema decimal. A diferencia de las fracciones las can-tidades métricas se suman o se restan rápidamente, del mismo modo que lo haces con tu dinero.

En 1964, la Oficina Nacional de Patrones adoptó el SI y se basa en las en las siete unidades fundamentales, todas las demás se derivan de éstas.

2 MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y MAGNITUDES DERIVADAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL

UNIDADES DE MEDIDA

Masa y peso

Haremos la distinción entre masa y peso. Masa es la medida de cantidad de materia


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que contiene un cuerpo. La masa de un cuerpo no varía si cambia de posición; por otra parte el peso de un cuerpo es una medida de la atracción gravitacional de la tierra por el cuerpo y la cual varía con la distancia al centro de la misma. Un objeto pesa casi lo mismo en la cima de una montaña que en el fondo de un valle profundo. Como la masa de un cuerpo no varía con su posición, es común utilizar el término “peso” cuando nos referimos a la masa, porque el peso es una forma de medir masa. No obstante debemos recordar que no son idénticas

Longitud

El metro es la unidad patrón de longitud (distancia) en los sistemas métrico y SI. El metro se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299 792 468 segundos.

Volumen

En el sistema métrico, los volúmenes suelen medirse en litros o mililitros. En el SI la unidad fundamental de volumen es el metro cúbico: Para medir volúmenes de líquidos se utiliza material de vidrio de diferentes tipos y el que escojamos depende de la exactitud que queramos.

Tablas de conversión de unidades

3 FACTORES DE CONVERSIÓN Y ANÁLISIS DIMENSIONAL

Hay una estrategia de uso muy extendido para resolver problemas y se conoce como análisis dimensional o método de factores de conversión; consiste en la multiplica-ción de la cantidad dada o conocida (y de sus unidades) por uno o más factores de conversión para obtener la respuesta en las unidades deseadas.

Cantidad conocida y unidad(es) × factor(es) de conversión = Cantidad de las uni-dades deseadasUn factor de conversión es un cociente de dos cantidades equivalentes expresadas en unidades diferentes. Toda igualdad matemática se puede escribir como un factor de conversión. A manera de ejemplo utilizaremos una igualdad conocida: 1 h = 60 min

Podemos expresarla de esta manera: O podemos invertir la fracción para obtener su recíproco:

Por ejemplo, podemos convertir 6.25 horas en minutos, como vemos aquí:


Longitud

Masa








4 INCERTIDUMBRE EN LAS MEDICIONES

Ninguna medición es exacta al 100%. Una pieza de una máquina se puede fabricar conforme a especificaciones que se miden en milésimas de pulgada, o en centési-mas de milímetro, pero al examinar con aumento el objeto medido se observa que la medición no es del todo exacta. Toda medición es incierta en cierto punto.

Cuando se hacen varias mediciones que concuerdan dentro de un margen estre-cho, decimos que las mediciones tienen buena precisión. Cuando el intervalo de valores es pequeño, la precisión aumenta, pero el simple hecho de que las cifras concuerden estrechamente no significa que son exactas. Si una persona se pesa tres o cuatro veces, los pesos obtenidos pueden tener buena precisión dentro de un margen de medio kilogramo a un kilogramo, pero si la escala de la balanza está desajustada los valores no son exactos. La exactitud, concierne al grado de coinci-dencia de las mediciones con el valor verdadero.

Si un equipo de medición esta calibrado y funciona correctamente, y el método de análisis es idóneo para la muestra tratada, por lo regular una mayor precisión permitirá alcanzar mayor exactitud. Un termómetro que muestra décimas de grado permite tomar lecturas más precisas que otro que está marcado sólo en grados. Podríamos utilizar un reloj ordinario, calibrado en segundos, para cronometrar un evento, pero obtendremos una mayor precisión si utilizamos un reloj calibrado en décimas de segundo. Por lo general se requiere equipo más refinado, más costoso, para conseguir mayor precisión y exactitud.Ejemplo 1: Convertir 5000 m/s a km/min

Solución:

Ejercicio 1: La densidad del agua a 20ºC es 1 g/cc, convertir esta cantidad a kg/m3.

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5 NOTACIÓN CIENTÍFICA

Cuando tratamos con números muy grandes o muy pequeños, utilizamos la notación científica. Por ejemplo, la luz viaja a 30 000 000 000 cm/s., 197 g de oro tiene de manera aproximada 602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de oro. El diámetro de un átomo mide aproximadamente 0.000 000 000 1 m, y el de un núcleo atómico, 0.000 000 000 000 001 m. Es evidentemente difícil llevar la cuenta de los ceros en cantidades como éstas. Los números de este tipo se escriben en notación científica, que utiliza potencias de 10

Donde n es un número entre 1 y 10 que se multiplica por 10 elevado a una potencia p. Para escribir un número en notación científica, primero se desplaza el punto decimal del número a la derecha o a la izquierda de modo que quede un dígito diferente de cero a la izquierda del punto decimal. Esto da un número comprendi-do entre 1 y 10. En seguida se presenta este número multiplicado por 10 elevado a una potencia igual al número de posiciones que se movió el punto decimal, porque cada posición decimal corresponde a un factor de 10.


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En caso de los números mayores a 10, el punto decimal debe desplazarse a la dere-cha; por tanto el exponente es un número positivo. Por ejemplo:

345.5 = 3.455 × 102

El punto decimal se desplazó dos posiciones a la izquierda, así que el factor expo-nencial es 102.

En el caso de los números entre 0 y 1, el punto decimal debe desplazarse a la dere-cha; por tanto, el exponente es un número negativo. Por ejemplo,

0.00456 = 4.56 × 10-3

Aquí, el punto decimal se desplazó tres posiciones a la derecha, así que el factor exponencial es 10-3.

Ejemplo 2: Expresar en notación científica: a) 0.0000000512 b) 2546789.12

Solución: a) Se cuentan los espacios que se avanza a partir del punto hacia la derecha enton-

ces el exponente es negativo. Debemos observar que el número no cambia, es el mismo (por ejemplo si se tiene 0.01 es igual a decir 10-2, o por el contrario si se tiene 100 es igual a decir 102).

0.0000000512=5.12x10-8

b) Se cuenta los espacios que se avanza a partir del punto hacia la izquierda, enton-ces el exponente es positivo.

2546789.12=2.54678912 x 106

jercicio 2: Representa en notación científica:

a) La edad de la tierra: 4 500 000 000 (cuatro mil quinientos millones de años)

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b) El diámetro de un átomo de hidrógeno: 0,0000000001 m

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LECTURA SELECCIONADA EL HELIO PRIMITIVO Y LA TEORÍA DEL BIG-BANG RAYMOND CHANG

¿De dónde vinimos? ¿Cómo se originó el universo? Los seres humanos se han hecho está pregunta desde que fueron capaces de razonar. Las investigaciones que se han realizado para responder éstas interrogantes son un ejemplo del método científico.

En la década de los 40 el físico ruso-norteamericano George Gamow estableció la hipótesis de que el universo se originó de una explosión gigantesca denominada big-bang ocurrida hace miles de millones de años. En sus primeros instantes el universo ocupaba un peque-ñísimo volumen y su temperatura era tan alta que es no es posible de imaginar. Esta abra-sadora bola de fuego de radiación mezclada con partículas microscópicas de materia se fue enfriando gradualmente, lo suficiente para que se formaran los átomos. Por influencia de la gravedad esos átomos se juntaron en cúmulos para formar miles de millones de galaxias, incluyendo la nuestra, denomina Vía Láctea.

La idea de Gamow es sumamente interesante y provocativa. Se ha sometido a numerosas pruebas experimentales. Primero, las mediciones mostraron que el universo está en ex-pansión; es decir las galaxias se están alejando unas de otras a velocidades enormes. Este hecho es consistente en el nacimiento explosivo del universo. Imaginado la expansión en









retroceso, como una película que regresa, los astrónomos han deducido que el universo nació hace aproximadamente 15 mil millones de años. La segunda observación que apoya la hipótesis de Gamow es la detección cósmica de fondo. Durante miles de millones de años el universo incandescente se ha enfriado a no más de 0º K (-270°C). A esta tempera-tura la mayor parte de la energía está en la región de la radiación de microondas. Como el big-bang puede haber ocurrido simultáneamente a la formación del pequeñísimo volu-men del universo, la radiación generada podría haber llenado todo el universo. Por tanto, la radiación debería ser la misma en cualquier dirección que se observara. En efecto, las señales de microondas registradas por los astrónomos son independientes de la dirección.

La tercera pieza de evidencia que apoya la hipótesis de Gamow es el descubrimiento del he-lio primitivo. Los científicos creen que el helio y el hidrógeno (los elementos más ligeros) fueron los primeros elementos formados en las etapas iniciales de la evolución cósmica (se piensa que los elementos más pesados como el carbono, nitrógeno y oxígeno, se origina-ron mediante reacciones nucleares que involucraron al hidrógeno y al helio en el centro de las estrellas). De ser así se habría dispersado un gas difuso, formado por hidrógeno y helio, a través de todo el universo naciente mucho antes que se formaran las galaxias. En 1995, los científicos analizaron los luz ultravioleta de un lejano quásar (una poderosa fuente de luz y de señales de radio que se supone era una galaxia que hizo explosión en los márgenes del universo) y se encontraron que una parte de la luz era absorbida por los átomos de helio en su camino a la tierra. Como este quásar particular está a más de diez mil millones de años luz (un año luz es la distancia que recorre la luz en un año) la luz que logra llegar a la Tierra revela acontecimientos que ocurrieron hace diez mil millones de años, ¿por qué no se detectó mayor abundancia de hidrógeno? Un átomo de hidrógeno sólo tiene un electrón, que es arrancado por la luz de un quásar en un proceso conocido como ionización. Los átomos de hidrógeno ionizados no pueden absorber ninguna luz de un quásar. Por otro lado, el átomo de helio tiene 2 electrones; la radiación puede quitarle el electrón, pero no siempre los dos. Los átomos de helio ionizados aún pueden absorber la luz, por lo cual es posible detectarlos.

Los defensores de la explicación de Gamow recibieron con regocijo la detección del helio en los extremos del universo. Como un reconocimiento a toda la evidencia acumulada, los científicos actualmente se refieren a la hipótesis de Gamow como la teoría del big-bang.







GLOSARIO

Calor: Es una forma de energía que fluye entre dos tipos de materia debido a una dife-rencia de temperatura.

Cambio físico: Se produce cuando la materia cambia de apariencia sin modificar su estructura interna.

Cambio químico: Se produce cuando la materia sufre un cambio radical en su estructu-ra interna y da lugar a la formación de sustancias nuevas.

Compuesto: Unión de dos o más sustancias simples en proporciones definidas.

Densidad absoluta: Es una propiedad física intensiva que es el cociente entre la masa y el volumen de una sustancia.

Elemento: Sustancia simple que no puede descomponerse en otras más sencillas.

Endergónico: Proceso en el que se absorbe energía diferente al calor.

Energía: Capacidad para realizar trabajo o transferir calor.

Energía potencial: Energía almacenada que posee la materia en virtud de su composi-ción, posición o condición.


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Energía cinética: Energía que posee la materia en virtud a su movimiento.

Exactitud: Cercanía entre el valor medido y el valor correcto.

Exergónica: Proceso en la que se libera energía diferente al calor.

Factor unitario: Método para realizar conversión de unidades donde el denominador y el denominador están expresados en unidades distintas pero representan cantidades iguales o equivalentes. Multiplicar por un factor unitario es lo mismo que multiplicar por uno.

Joule: Unidad de energía del sistema internacional (kg·m2/s2).

Ley de la conservación de la energía: La energía no se crea ni se destruye en una reac-ción química o en un cambio físico, solo cambia de una forma a otra.

Ley de la conservación de la materia: La masa es la misma antes y después de una reac-ción química.

Ley de la conservación de la materia y energía: La cantidad de materia y energía perma-nece constante en el universo.

Masa: Cantidad de materia que posee un cuerpo, suele representarse en gramos (g).

Materia: Todo aquello que tiene masa e inercia y ocupa un lugar en el espacio.

Mezcla: Unión de dos o más sustancias en cantidades variables, en los cuales cada una mantiene su identidad. Se separa por métodos físicos.

Mezcla heterogénea: Unión de sustancias, donde se puede visualizar los componentes. No posee propiedades uniformes.

Mezcla homogénea: Unión de sustancias, donde no se visualizan los componentes. Po-see propiedades uniformes en todas sus partes.

Peso: Fuerza de atracción que ejerce la tierra hacia un cuerpo.

Precisión: Cercanía entre medidas repetidas de la misma cantidad.

Propiedad extensiva: Propiedad que depende de la cantidad de materia.

Propiedad intensiva: No depende de la cantidad de materia.

Propiedad: Características que describen un cuerpo material mediante la observación o la medición.







AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° I

INSTRUCCIONES: Lee detenidamente y responde las siguientes preguntas:

1. Con referencia a la práctica de laboratorio sobre mezclas y combinaciones, indica la conclusión correcta.

a) Diferenciar una mezcla homogénea de una heterogénea

b) Diferenciar mezclas de combinaciones









c) Una mezcla es un fenómeno físico y una combinación es un fenómeno químico

d) Cuando la sal se disuelve se forma una solución.

e) Una mezcla no involucra transformación en la materia pero si una combinación, y se evidencia cuando se oxida un clavo.

2. Clasifica cada uno de los siguientes como elemento (E), compuesto (C), mezcla homogénea (MH) o mezcla heterogénea (ME).

I. Agua potable II. Nitrógeno gaseoso

III. Ácido Clorhídrico IV. Gaseosa

V. Yogurt VI. Humo de un cigarrillo

VII. Acero

a) MH – E – C – MH – ME – ME – MH

b) C – E – ME – MH – MH – C – MH

c) ME – E – ME – C – MH – C – ME

d) MH – C – ME – C – C – MH – ME

c) ME – C – E – ME – MH – C – ME

3. Correlaciona adecuadamente los siguientes métodos de separación.

a) 1A – 2B – 3D – 4E – 5C

b) 1E – 2A – 3B – 4A – 5B

c) 1E – 2A – 3B – 4C – 5D

d) 1C – 2B – 3A – 4E – 5D

e) 1A – 2E – 3D – 4C – 5B

4. Indica el tipo de mezcla formada por líquidos miscibles y el instrumento o equipo que se utiliza para separarlos.

a) Mezcla homogénea - bureta

b) Mezcla homogénea - equipo e destilación

c) Mezcla heterogénea -pera de bromo

d) Mezcla homogénea - centrifugadora

e) Mezcla heterogénea - cápsula de porcelana

5. ¿Cuáles de los cambios siguientes son exergónicos (Ex) y cuales son endergónicos (En)?

I Una planta que elabora azúcar por fotosíntesis

II. El metabolismo del azúcar de un caramelo

III. Cuando combustiona el gas propano

IV. Cuando al zumo de limón se le agrega polvo de hornear

a) Ex - En - Ex - En

b) Ex - Ex - En - En

c) En - Ex - En - Ex

d) En - Ex - Ex - En

e) En - En - Ex - Ex


Caso Método de separación1 Separación de arena fina y arena gruesa A Centrifugación 2 Separación de agua y talco B Levigación

3 Separación de minerales de oro y su ganga

C Destilación

4 Separación de alcohol etílico y agua D Decantación 5 Separación de arena y agua E Tamizado

6. Separación de limaduras de hierro y azufre

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6. Clasifica los que siguen como propiedad física, propiedad química, cambio físico, cambio químico.

- En la escala de Mohs la dureza del diamante es 10.

- El éter es volátil

- Si combinamos cobre metálico con ácido nítrico, obtenemos nitrato de cobre.

- El cobre se torna de color negro cuando se expone a un ambiente húmedo.

a) CF-CQ-PQ-CF

b) CQ-CQ-CF-CF

c) PF-CF-PQ-CQ

d) CF-CQ-PQ-PQ

e) PF-PF-CQ-CQ

7. Identifique cuáles son propiedades intensivas y físicas a la vez.

I. Peso

II. Volumen

III. Color

IV. Densidad

V. Temperatura de ebullición

VI. Oxidación

a) I. II, III

b) III, IV, V

c) I, III, V, VI

d) II, III, IV, V

e) III, IV, VI

8. Relacione correctamente:

I. Agua potable: a. Compuesto

II. Ácido fosfórico b. Sustancia simple

III. Diamante c. mezcla heterogénea

IV. Humo de cigarrillo d. mezcla homogénea

a) Ib – IIa – IIId - IVc

b) Ic – IIa .- IIIb - IVc

c) Id - IIa - IIIb - IVc

d) Id – IIa – IIIc - IVc

e) Ib – IIa – IIIc - IVd

9. Con respecto a los cambios de estado físicos de la materia, indique lo incorrecto:

a) sólido-líquido: fusión

b) gas-sólido: sublimación directa

c) líquido-gas: vaporización

d) líquido-sólido: solidificación

e) gas- líquido condensación

10. ¿En qué proceso se absorbe energía para su realización?

a) Solidificación

b) Condensación

c) Sublimación inversa

d) Vaporización

e) Licuación









11. Con respecto a las propiedades de la materia: Se le denomina…………………………………,cuando depende de la cantidad de sustancia, y se le denomi-na………………………………….., cuando es independiente de la cantidad de sustancia.

a) química-física

b) intensiva-extensiva

d) general-extensiva

d) física-intensiva

e) extensiva-intensiva

12. ¿Cuál de las siguientes mezclas no es una solución?

a) Agua azucarada

b) Latón

c) Suero comercial

d) Gas natural

e) Humo

13. A un estudiante de la UCCI le presentan un sólido para analizar: El estudiante reali-za las siguientes observaciones: es un sólido blanco brillante, cuya masa es de 30 g, se oxida rápidamente cuando es expuesto al medio ambiente, reacciona violentamen-te con el agua, además es suave y se puede partir fácilmente con una navaja. De estas observaciones ¿Qué características no le servirían para diferenciar ésta sustancia de otra?

a) Es blanco brillante

b) Se oxida

c) 30 g

d) Es suave

e) Es sólido

14. Sí la densidad del mercurio 13.6 g/cm3, el volumen que ocupan 400 g de mercurio es:

a) 0.034 ml

b) 29.4 ml

c) 0.340 ml

d) 13,6 cm3

e) 0.0035 cm3

15. Si en la desintegración de una sustancia radioactiva se libera 4.8 x 1025 joules, deter-mine la masa expresada en libras que libera dicha energía. Expresa los resultados con notación científica. (1 kg = 2.205 lb).

a) 1.176 x 109 lb.

b) 1.176 x 1010 lb.

c) 2.176 x 1019 lb.

d) 2.176 x 1010lb.

e) 2.176 x 1011 lb.

16. En una probeta se agrega agua hasta que alcanza una altura de 50 cm. Se introduce un cuerpo sólido que hace subir el nivel del agua a 58 cm. Si la masa del cuerpo es 80 g, ¿cuál es su densidad en g/cm3? Expresa los resultados con notación científica.

a) 7 g/cm3

b) 8 g/cm3

c) 9 g/cm3

d) 10 g/cm3

e) 11 g/cm3


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17. Un cilindro de un metal tiene un radio de 1.72 cm y una altura de 3.25 cm, y posee una masa de 40.51 g. Encuentre la densidad del metal en kg/cm3.

a) 0.745 x 10-3 kg/cm3

b) 0.745 x 103 kg/cm3

c) 1.341 x 10-3 kg/cm3

d) 1.341 x 103 kg/cm3

e) 1.341 x 102 kg/cm3

18. Es una forma de energía y se define como la energía transferida de un sistema a otro:

a) Calor

b) Energía potencial

c) Temperatura

d) Energía radiante

e) Energía potencial

19. Exprese los siguientes números con notación científica:

I. 370 000 000 000 000

II. 0.0000000000000821

a) 3.7 x 10-14, 8.21 x 1014

b) 3.7 x 1013, 8.21 x 10-13

c) 3.7 x 10-13, 8.21 x 1014

d) 3.7 x 1012, 8.21 x 10-12

e) 3.7 x 1014, 8.21 x 10-14

20. En qué se diferencia una mezcla de una combinación. Menciona 2 ejemplos de mezclas y 2 ejemplos de combinación observables a tu alrededor.







BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD I:

Ralph Burns. Fundamentos de Química 4ª Ed. Prentice Hall, 2006. México

Aucallanchi Velasquez F. Química 2007 1ra Editorial Racso.

Brown, Lemay. Química. La ciencia central 2004 9na Edición Editorial Pearson

Chang Raymond. Química 2009 9ª Edición. Editorial Mac Graw Hill

Whitten W., Davis R., Peck M., Stanley G. Química 2008 8ª Edición Editorial Cengage Learning

Torrenegra R. & Pedrozo J. Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de Colombia Ltda.















UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA









Tema N° 1: EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA

1. El átomo de Demócrito a Dalton

2. El átomo de Joseph Thomson

3. El átomo de Rutherford

4. El átomo de Bohr y Planck

5. Teoría atómica actual

6. Generalidades del átomo

7. Núclidos

Tema N° 2: MODELO MECA-NO-CUÁNTICO

1. Números cuánticos

2. Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales.

Lectura seleccionada:

Láser: la luz esplendorosa. Ray-mond Chang

Autoevaluación de la Unidad II

1. Identifica al átomo como partícula fundamental de la materia, estableciendo sus principales características.

2. Describe y explica la evolu-ción de la teorías atómica que llevó al conocimiento actual del átomo.

3. Aplica los cuatro números cuánticos para representar los estados cuantizados de energía.

4. Relaciona la estructura ató-mica con la clasificación de los elementos químicos en la tabla periódica.

Actividades dirigidas:


2. Realiza las actividades de la-boratorio y elabora el reporte correspondiente.

Laboratorio 1: Espectros

Tarea Académica Nº 1:

Presenta un Informe acerca de las actividades dirigidas que co-rresponden a la Unidad II.

Es responsable y puntual en el cumplimiento de sus obligacio-nes académicas, demostrando esfuerzo y perseverancia en el desarrollo de las actividades de la asignatura.


CONTENIDO

BIBLIOGRAFÍA

EJEMPLOS

AUTOEVALUACIÓN

ACTIVIDADES

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TEMA N° 1: EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA

¿Hasta dónde se puede dividir la materia?, ¿Cuál es la mínima parte de la materia que con-serva las propiedades físicas y químicas de los elementos

Para responder estas interrogantes, empezaremos con un breve comentario desde las concepciones antiguas, teorías clásicas y modernas

1 EL ÁTOMO DE DEMÓCRITO A DALTON

LEUCIPO (siglo V a.C.) y su discípulo DEMÓCRITO (460 a.C. - 370 a. C) defendían la DISCONTINUIDAD DE LA MATERIA; imaginaban que una gota de agua se podía dividir hasta una mínima parte que no se podía visualizar y que ya no se podía dividir más. A ésta mínima división le dieron la denominación “átomo” (sin división).

En contraposición a esta concepción estaba ARISTOTELES (384 a.C. – 322 a.C.), quien defendía la CONTINUIDAD DE LA MATERIA; él afirmaba que la materia se podía dividir indefinidamente, y que todo lo que existía en la naturaleza era producto de la unión de cuatro sustancias elementales: tierra, aire, agua y fuego, oponiéndose rotundamente a la discontinuidad de la materia. Cuenta la historia que Aristóteles era un gran maestro en su época, porque manejaba muchas materias y su palabra era muy respetada, de manera que sus ideas prevalecieron durante muchos años.

Jhon Dalton (1766-1844) retoma más tarde el estudio científico del átomo tomando como punto de partida la Ley de la conservación de la materia de Lavoisier y la Ley de las pro-porciones definidas de Proust. Estas leyes universales le sirvieron como base para explicar que las sustancias están formadas por partículas, esto le llevo a postular su teoría atómica.

John Dalton

Aristóteles Los elementos según Aristóteles

Leucipo Demócrito









Postulado 1: La materia está constituida por pequeñas partículas llamadas átomos.

Esto es nada menos lo que defendían Demócrito y Leucipo, que la última parte de la materia es aquello que ya no se pudiera dividir más.

Postulado 2: Los átomos que constituyen un elemento son todos iguales en masa, tamaño y propiedades químicas.

Este postulado quedo relegado con el descubrimiento de los isótopos (por ejemplo: el protio, deuterio y tritio que son diferentes formas del átomo de hidrógeno).

Postulado 3: Los átomos de elementos diferentes son diferentes.

Este postulado permanece vigente en la actualidad, por ejemplo un átomo de helio es diferente a un átomo de sodio.

Postulado 4: Los átomos son esféricos, compactos, indestructibles e indivisibles.

En la actualidad se sabe que los átomos no son compactos como decía Dalton, en realidad el átomo es espacio vacío y su masa se concentra en un diminuto núcleo. Con lo que respecta al átomo indivisible, se ha demostrado que el átomo está for-mado por 3 partículas subatómicas fundamentales (protón, neutrón y electrón).

Postulado 5: En una reacción química los átomos se unen en proporción numérica definida dando lugar a los compuestos.

En este postulado tuvo un error al formular una molécula de agua como (HO)

Ejemplo 1: ¿Cuál es la diferencia entre continuidad y discontinuidad de la materia?

Solución: Se dice que hay continuidad de la materia cuando una sustancia se divide indefinidamente, mientras que materia discontinua significa que una sustancia se puede dividir hasta el átomo.

Ejercicio 1: ¿Cuáles de los postulados de la teoría atómica de Dalton se consideran incorrectos? ¿Por qué?

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Ejercicio 2: ¿Cuáles son las semejanzas y diferencias con respecto a la concepción del átomo entre la propuesta de Demócrito y la teoría atómica de Dalton?

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2 EL ÁTOMO DE JOSEPH THOMSON

La naturaleza eléctrica de la materia se conoce desde la antigüedad por las mani-festaciones cotidianas que experimentamos, como cuando se frota un lápiz con el cabello y de acuerdo a la carga que adquiere el lápiz éste atrae trozos de papel; otro ejemplo es cuando recibes una pequeña descarga eléctrica al abrir o cerrar la puer-ta de un carro o cuando saludas extendiendo la mano a un amigo.


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Con estas evidencias John Thomson (1856-1940) estaba seguro de la naturaleza eléctrica de la materia pero tenía que demostrarlo experimentalmente y lo logro con su experimento de los rayos catódicos. Este experimento le llevo a concluir que el electrón es una partícula con carga negativa y masa que forma parte de la ma-teria. Thomson dedujo que si los cuerpos son eléctricamente neutros, los átomos también deberían serlo (la cantidad de protones en el átomo es igual a la cantidad de electrones).

De esta manera Thomson realizó la siguiente conclusión: El átomo es como una esfera, compacta eléctricamente neutra, donde los electrones se encuentran incrus-tados en una masa positiva, como si se tratara de las pepas en una sandía o como en un pudín de pasas.

Joseph Thomson Modelo atómico de Thomson

Más tarde, en 1920, Robert Millikan con su experimento de las gotas de aceite, que consistía en pulverizar gotas de aceite e irradiarlas con rayos X, comprobó que las gotas adquieren carga positiva, llegando un momento en que las gotas de aceite quedan levitando por efecto de repulsión y atracción de las placas (positiva y nega-tiva) y en estas condiciones se pueden realizar medidas. Se calculó la carga eléctrica de muchas gotas de aceite que presentaban diferentes tamaños, y se encontró que dichas cargas eran siempre un múltiplo de una carga muy pequeña, cuyo valor es 1.602x10-19 coulumbios (C).

Experimento de las gotas de aceite de Millikan

Hasta la teoría de Thomson aún se hablaba de átomo compacto de masa positiva donde se encuentran incrustados los electrones.

Ejemplo 2: ¿Cómo nació el televisor en blanco y negro?

Solución: En 1920, gracias a la invención del tubo de rayos catódicos, componente principal del televisor en blanco y negro, se revolucionó el mundo de las comunica-ciones con un gran éxito comercial. En nuestros días se ha renovado la tecnología y los tubos fueron reemplazados por los circuitos integrados que funcionan con poca energía a diferencia de los tubos que exigían mucha energía.









Ejercicio 3: Explique brevemente el experimento de los rayos catódicos de Thom-son y mencione cuál fue su aporte a la teoría atómica actual.

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Ejercicio 4: ¿Qué importancia tuvo el experimento de Millikan y cuál fue su aporte a la teoría atómica actual?

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3 EL ÁTOMO DE RUTHERFORD

La teoría atómica de Rutherford fue revolucionaria. La radioactividad descubierta recientemente proporcionó la clave para revelar los secretos del átomo y compro-bar que el átomo no era compacto.

Ernest Rutherford (1871-1937) motivó a sus colegas Geiger y Marsdem a realizar un experimento que cambiaría el concepto que se tenía hasta entonces del átomo. El ex-perimento consistía en bombardear una laminilla muy delgada de oro con las recién descubiertas partículas alfa (de naturaleza positiva) producto de la radiactividad. Lo que se esperaba del experimento es que los rayos alfa rebotaran al encontrarse con la masa positiva del átomo, pero se dieron con la sorpresa que la mayoría de los rayos alfa atravesaron la delgada lámina de oro y solo algunos rebotaron. Los rayos alfa des-viados se detectaban en una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS), que tiene la cualidad de producir luminosidad cuando recibe alguna radiación.

Con estas observaciones llegaron a la conclusión de que los átomos no podían ser compactos como decían Dalton y Thomson. Esto solo podía demostrar que en rea-lidad los átomos presentan un gran espacio vacío.

En base a este experimento, en 1911 Ernest Rutherford propuso su teoría atómica. Se-gún ésta, los átomos poseen un núcleo de naturaleza positiva muy pequeño, alrededor del cual giran los electrones en un gran espacio, como si se tratara de un sistema plane-tario. Está teoría entró rápidamente en contradicción con la teoría electromagnética de Maxwell de aquel tiempo, al no poder explicar el siguiente hecho: si los electrones emi-ten energía cuando están orbitando alrededor del núcleo, como es que éstos no caen en forma de espiral cuando pierden energía hacia el núcleo destruyendo al átomo.


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Ernest Rutherford Modelo atómico de Rutherford

Ejemplo 3: ¿Qué es la radiactividad?

Solución: La radiactividad, es un fenómeno natural y espontáneo que consiste en la liberación de energía en forma de partículas alfa, beta y rayos gamma debido a la desintegración de ciertos núcleos atómicos inestables.

Ejercicio 5: Mencione las principales características de las partículas alfa, beta y gamma.

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Ejercicio 6: ¿Cómo se descubrió el protón y el neutrón?

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4 EL ÁTOMO DE BOHR Y PLANCK

Como hemos visto Rutherford no pudo explicar la emisión de energía de los elec-trones. La física newtoniana no podía explicar los fenómenos que ocurren a nivel microscópico, es así que en 1913 el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso sus postulados en base a los estudios de Rutherford, Max Planck y Albert Einstein. La existencia de los espectros de líneas de las sustancias fue el mayor apoyo expe-rimental para que Bohr propusiera un modelo atómico. Se obtuvo datos de innu-merables espectros de líneas de muchas sustancias captadas con espectroscopios a comienzos del siglo XX. Para comentar sus postulados es necesario ilustrarnos sobre los siguientes temas.

4.1 ¿Qué son los espectros?

La luz visible puede separarse en sus diferentes colores al atravesar un prisma tal como ocurre en un arco iris. Como la luz blanca (luz solar) posee todas las longitudes de onda de la luz visible, produce un espectro continuo (los colores continuos del arco iris). Pero además de estos colores existen otro tipo de radia-









ciones como los rayos ultravioletas, los rayos infrarrojos, ondas de radio, etc. que el ojo humano no puede percibir, pero si se conocen los efectos que producen en el organismo los rayos ultravioleta por ejemplo.

Los átomos al ser calentados, emiten radiaciones que al ser captadas por un es-pectroscopio, que tiene un prisma de cristal, dan origen al espectro de emisión, los cuales han dado mucha información sobre el ordenamiento de los electrones en los átomos. Los espectros de emisión se presentan en líneas o bandas por lo que se dice que son espectros discontinuos. Estos espectros de emisión son ca-racterísticos de cada elemento químico, como si se tratara de sus huellas digitales y por eso se utilizan para identificarlos. De esta manera, el ser humano no ha llegado al sol, pero con solo estudiar la luz de los rayos solares se determinó que el sol está formado de helio.

4.2 ¿Qué es la radiación electromagnética?

La radiación electromagnética es la propagación o emisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. El ojo humano solo puede visualizar longitudes de onda de alrededor de 400 a 700 nm (10-9m), en este rango se encuentran los co-lores y sus diferentes matices, En realidad el ojo humano es limitado, radiaciones que están fuera de este rango no las podemos visualizar, tal es el caso de las ondas de radio, las microondas, los rayos ultravioleta, etc.


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La radiación electromagnética produce campos eléctricos y magnéticos de osci-lación uniforme u onda electromagnética. Si nos imaginamos al mar y las ondas que produce, entonces una onda se caracteriza por presentar:

Longitud de onda (λ): Es la distancia entre dos crestas de la onda electromagnética.

Frecuencia (f): Es el número de ondas que se producen en un segundo y se expresa en Hertz (Hz) o (s-1)

Velocidad (c): Es la velocidad de la luz, que ha sido calculada como 3x105 km/s.

La luz, al igual que toda radiación electromagnética, es de naturaleza dual: on-dulatoria y corpuscular; está constituida por partículas energéticas o paquetes energéticos llamados fotones o cuantos (según la teoría cuántica propuesta por Max Planck en 1899)

f = c/λ

c: Velocidad de la luz: 300000 km/s = 3.1010 cm/s = 3x108 m/s

λ: Longitud de onda: se expresa en cm, nm, Å, etc. equivalencias (1nm= 10-9m, Å =10-8cm)

f: Frecuencia Hz=s-1

La energía de un fotón o un cuanto formulada por Planck, depende del tipo radiación electromagnética

Donde:

h: constante de Planck (h = 6.63 x 10-34 joules ·s = 6.63 x 10-27 ergios.s)

f: frecuencia de radiación

• Una longitud de onda larga presenta menor frecuencia por lo tanto menor energía

• Una longitud de onda corta presenta mayor frecuencia por lo tanto mayor energía









4.3 Modelo atómico de Bohr y la teoría cuántica de Max Planck

Postulado 1: El electrón gira alrededor del núcleo en orbitas circulares.

Introdujo el conocimiento del número cuántico principal (n)

Postulado 2: Los electrones no pueden estar distribuidos al azar, sino que giran alrededor del núcleo en determinadas orbitas de radios definidos.

rn = 0.53n2 Angstrom

Donde:n: Número del nivel (capa u órbita)

r: Radio de la órbita

Calculó exactamente la distancia del núcleo al primer nivel, luego al segundo nivel y así sucesivamente hasta el nivel siete.

Postulado 3: Los electrones no emiten ni absorben energía debido a que dichas orbitas se encuentran en estado estacionario.

En = b / n2

Donde: b = -13,6 eV = -313,6 k cal/moln: Número del nivel

En: Energía del electrón en una órbita nEstado estacionario significa que las órbitas tienen una energía fija y definida, por lo tanto, los electrones también.

Postulado 4: Un átomo solo emite energía cuando un electrón salta de un nivel superior de energía a otro inferior y absorbe energía en el caso contrario. La ener-gía emitida o absorbida por el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.

Donde:Ef = es la energía del nivel más alejado (nf)Ei = es la energía del nivel más cercano (ni)

Además de acuerdo a la teoría de Planck.

Cuando el electrón emite energía, el ΔE es negativo, y cuando la absorbe, el ΔE es positivo; a esta energía se le llama energía de salto cuántico que se produce cuando un electrón realiza una transición de un nivel a otro.

Niels Bohr Modelo atómico de Bohr


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En base en estos postulados y a los estudios de los fenómenos espectrales, Bohr logró proponer un modelo planetario para el átomo de hidrógeno. Bohr, plan-teó que cada elemento contenía líneas espectrales características que correspon-dían exactamente a las energías emitidas por los electrones cuando pasaban de un nivel a otro, y que cada línea del espectro correspondía a la energía liberada o absorbida en estas transiciones.

4.4 Niveles de energía

Cada uno de los niveles de energía corresponde según Bohr, a una posible órbi-ta del electrón alrededor del núcleo, introduciendo con ello, el primer número cuántico principal (n). Además, con la fórmula empírica de Rydberg (2n2) que sólo se cumple hasta el nivel 4 se puede calcular la cantidad de electrones en cada nivel.

Bohr centro sus estudios en el átomo de hidrógeno, pero cuando trató de apli-car su modelo a elementos que contenían más de un electrón, el modelo falló. Con el desarrollo de la espectroscopía se utilizaron espectroscopios más precisos lo cual permitió comprobar que algunas de las líneas de elementos diferentes al hidrógeno eran dobles o aún más complejas, lo que implicaba que los electrones de un mismo nivel energético no poseían la misma energía y tendrían que orga-nizarse de manera diferente. Entonces con la ayuda de otro científico, Arnold Sommerfeld (1868-1951), se dio cuenta de que, en realidad, los niveles estaban formados por subniveles. Estos subniveles fueron designados con las letras s, p, d, f que corresponden a cuatro palabras inglesas que caracterizan a las líneas de los espectros (sharp, principal, difuso y fundamental). Esto obligó a buscar otro modelo que se acercara más a la realidad.

Ejemplo 4: ¿Cuál es la longitud de onda en nm para una radiación cuya frecuencia en la zona visible es de 6.55x1014 seg-1?

Solución:

Datos: λ = ? nm, f= 6.55x1014s-1, c= 3x1010 cm/s

, despejando la longitud de onda la ecuación queda

Reemplazando los datos y considerando que 1 nm = 10-7 cm

, expresando con notación

científica.

Ejemplo 5: Determinar la energía ergios y en joules de un fotón cuya longitud de onda es 6500 Å

Solución:

Datos: E=? ergios y en joules, λ=6 500 Å,

h: constante de Planck (h = 6.63x10-34 joules·s = 6.63x10-27 ergios·s)

Aplicando la fórmula de Max Planck:

a) Energía en ergios









b) Energía en joules

Ejercicio 7: Hallar la longitud de onda en Å y energía en joules de una radiación electromagnética, cuya longitud de onda es igual a 5500 Å. Expresar los resultados con notación científica.

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5 TEORÍA ATÓMICA ACTUAL

Con el fin de resolver los errores mostrados por el modelo atómico de Bohr, Som-merfeld introdujo diversas modificaciones.

Cuando los átomos que poseen más de un electrón e incluso el mismo átomo de hidrógeno, son sometidos a la acción de un campo magnético, se pudo observar que las líneas llamadas niveles de energía se separaban en líneas más finas (efecto Zeeman). Sommerfeld propuso entonces que los electrones, además de girar en órbitas circulares, también podían girar en órbitas elípticas. Para explicar lo ante-rior, Sommerfeld propuso la existencia de niveles y subniveles de energía dentro del átomo.

5.1 Modelo mecano cuántico

El modelo de la mecánica cuántica u ondulatoria es una obra colectiva en la que destacan cuatro teorías.

a) Teoría dualista de Louis De Broglie

En 1924, el físico francés Louis De Broglie, pudo demostrar que la naturaleza dual de la luz (onda-partícula) no es exclusivo de la luz sino que puede ser un principio general, es así que fue capaz de demostrar que cualquier partícula material se podía tratar como si fuera de naturaleza ondulatoria. De Broglie comprobó experimentalmente que los electrones son de naturaleza dual.


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Donde:

λ: longitud de onda

m: masa de la partícula

v: velocidad de desplazamiento de la partícula

b) Principio de incertidumbre de Heisenberg

En 1926 el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976) al notar los des-acuerdos de sus colegas y realizando muchos experimentos llego a la siguien-te conclusión: “Es imposible conocer simultáneamente los dos factores que caracterizan al electrón: su posición y su velocidad”.

Si se determina experimentalmente su posición exacta en cierto momento, su movimiento es incierto en tal grado, que no será posible encontrar al elec-trón. Lo mismo ocurre cuando se mide con exactitud la velocidad de un elec-trón: la imagen de su posición es incierta.

El modelo atómico de Niels Bohr plantea que el electrón sólo gira en órbitas o niveles de energía bien definidos, por tanto, el principio de la incertidumbre contradice totalmente a este postulado ya que no se puede determinar con precisión la posición del electrón con respecto al núcleo, solo se habla de pro-babilidades.

Donde:

Δx = Incertidumbre o error en la medida de la posición

Δp = Incertidumbre o error en la medida del momento

h = Constante de Planck

c) Ecuación de onda de Erwin Schrödinger

A principios de 1926, el físico austríaco Erwin Schrödinger con todos los da-tos de los químicos y físicos de la época modeló una ecuación diferencial de segundo grado tomando como base el comportamiento dual del electrón, así como el principio de incertidumbre. Con su modelo matemático define como el cuadrado de la función de onda (Ψ)2 a la densidad electrónica, que es nada menos que la región donde existe mayor probabilidad de encontrar un electrón determinado; a esta región también le denomina orbital, que se visualiza como una nube difusa alrededor del núcleo. Las regiones que po-seen alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar a un electrón.

Donde:

x, y, z, representan los ejes coordenados en el espacio tridimensional.

Ψ: Función de onda del electrón

δ: Símbolo de derivada parcial

m: Masa del electrón

V: Energía potencial de un electrón

E: Energía total de un electrón

se lee: segunda derivada parcial de la función de onda respecto a “x”









Subniveles de Schrödinger

Ejemplo 6: Una persona de 50 kg camina a una velocidad de 3 km/h. Calcular la longitud de onda en metros, asociada a dicha velocidad.

Solución:Datos: m=50 kg v=3 km/h λ= ? mAplicando la ecuación de Luis De Broglie

, expresando con notación científica normalizada:

Como se puede observar, la longitud de onda es insignificante.

Ejercicio 8: Un corredor de 60 kg alcanza una velocidad de 40 km/h. Calcular la longitud de onda en m y en nm, asociada a dicha velocidad. Expresar los resultados con notación científica.

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6 GENERALIDADES DEL ÁTOMO

El átomo es considerado como la más pequeña expresión de la materia, ya que es la partícula más pequeña de un elemento químico que conserva las propiedades de dicho elemento. El átomo es un sistema dinámico y en equilibrio que consta de tres partículas subatómicas fundamentales (electrón, protón y neutrón), y se ha demostrado que no son las únicas.


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6.1 Número atómico

El número atómico fue propuesto por Henry Moseley (1887-1915) en 1913, y de-termina el número de protones presentes en el núcleo de un átomo. Nos indica también la posición de un elemento en la tabla periódica. De manera general el número atómico se representa por la letra “Z”. En un átomo neutro la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones.

6.2 Número de masa

El número de masa también se denomina número de nucleones (partículas que se encuentran el núcleo del átomo) es un número entero que corresponde a la suma de protones y neutrones y convencionalmente se representa con la letra A. Se escri-be generalmente en la parte superior izquierda del símbolo químico del elemento.

Como la masa atómica de un elemento es siempre un número fraccionario, su nú-mero de masa será, el número entero más próximo a su masa atómica. Por ejemplo: Si el hierro (Fe) tiene una masa atómica de 55.85, su número de masa debe ser 56.

De manera convencional el número atómico se escribe en la parte inferior iz-quierda del símbolo químico del elemento.

7 NÚCLIDOS

¿A qué se denomina núclido?

Un núclido es la representación del núcleo atómico de un elemento utilizando el símbolo químico de éste. El cual se representa con la letra “E” al elemento, el nú-mero atómico (Z); el número de masa (A).

AzE

7.1 Tipos de núclidos

a) Los isótopos o hílidosLos hílidos son átomos del mismo elemento químico que tienen igual número de protones (Z) pero diferente número de masa (A). Los isótopos que pertenecen al mismo elemento tienen las mismas propiedades químicas, pero sus propiedades físicas son ligeramente diferentes. Por ejemplo, los monóxidos de carbono-12 y carbono-13 se manifiestan cuando reaccionan con el oxígeno (propiedad quí-mica) para formar anhídridos cuya fórmula es (CO), como podemos observar poseen la misma fórmula, lo cual evidencia que tienen la misma propiedad quími-ca. Sin embargo, el monóxido formado por el C-12 tiene un punto de fusión de –199 °C, mientras que el formado por C-13 tiene un punto de fusión de –207 °C (propiedad física), lo cual evidencia que sus propiedades físicas son ligeramente diferentes. La existencia de los isótopos es un fenómeno común, ya que la mayoría de los elementos existen como una mezcla de ellos. El hidrógeno tiene 3 isótopos: el protio, el deuterio y el tritio.

Partícula Símbolo Carga eléctrica

Masa relativa

(uma) Masa (g)

Electrón

Protón

Neutrón

e-

p+ o p

n

1-

1+

0

1/1837

1

1

9.10953 x 10-28 g

1.67265 x 10-24 g

1.67495 x 10-24 g









Cualquiera que sea el isótopo de hidrógeno, todos los átomos de hidrógeno participan en las mismas reacciones químicas. Por ejemplo, el deuterio reac-ciona con oxígeno para formar agua pesada, el protio que es el más abundan-te de los isótopos del hidrógeno, cuando se combina con el oxígeno forma el agua común, mientras que el tritio que es el más pesado, por lo tanto, menos abundante, combinado con el oxígeno forma el agua superpesada.

Masa atómica relativa o peso atómico

La masa atómica relativa de un elemento se muestra en la tabla periódica y se representa por P.A. (peso atómico). Es en realidad un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales que el elemento posee. Se ha realizado miles de experimentos demostrando que la escala de la masa atómica relativa o peso atómico se basa en la unidad de masa atómica (uma), la cual se define como un doceavo de la masa del isótopo carbono-12 que es exactamente igual a 12 uma. Las masas relativas de todos los demás átomos se establecen com-parándolas con este patrón. Aunque se han producido isótopos sintéticos de prácticamente todos los elementos en el laboratorio, estos isótopos no se tienen en cuenta para calcular las masas atómicas.

Para calcular la Masa Atómica Promedio o el Peso Atómico se considera la siguiente fórmula:

Donde:

P.A.: masa atómica promedio o peso atómico

A: masa atómica del isótopo

%: abundancia del isótopo

b) Isóbaros

Son núclidos que pertenecen a diferentes elementos, pero que poseen igual número de masa, diferente número atómico y diferente número de neutro-nes, es decir igual número de nucleones fundamentales. Poseen propiedades físicas y químicas diferentes. Por ejemplo:

c) Isótonos

Son núclidos pertenecientes a elementos diferentes. Poseen diferente núme-ro de protones e igual número de neutrones; por lo tanto, diferentes núme-ros de masa. Sus propiedades químicas y físicas son diferentes. Por ejemplo:

d) Iones

Son especies químicas que presentan carga eléctrica neta positiva o negativa, debido a que la cantidad de protones es diferente a la cantidad de electrones. Cuando un átomo gana electrones el proceso se llama reducción y cuando pierde electrones se llama oxidación. Los iones pueden ser cationes o anio-nes. Ejemplos de iones son: Mg+2, Na+, Cl-, S-2, Fe+2, etc.

•Catión

Se genera cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones por lo que todo el sistema atómico tiene una carga neta positiva. Por ejemplo:

27 013Al (luego de perder 3 electrones) +27 3

13Al


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En general:

Catión que resulta de perder “x” electrones

N° protones = Z

N° electrones = Z – x

•Anión

Se genera cuando el átomo neutro gana uno o más electrones, por lo que todo el sistema atómico tiene una carga negativa. Por ejemplo:

32 016S (luego de perder 2 electrones)

En general:

Anión que resulta de ganar “y” electrones.

N° protones = Z

N° electrones = Z + y

e) Especies isoelectrónicas

Son átomos o iones que poseen igual número de electrones en su estructura. En el caso de las especies atómicas (átomos neutros o iones monoatómicos), para que sean isoelectrónicas deben cumplir 3 condiciones: (1) poseer dife-rente número atómico (Z), (2) poseer igual número de electrones y (3) tener igual distribución electrónica. Por ejemplo:

0

10Ne

isoelectrónicas

Ejemplo 7: Determinar las partículas subatómicas fundamentales en el si-guiente elemento.

Solución:4020Ca

A = 40

z = 20

Número de protones = z+ = e- = 20

Número de neutrones = A –z = 40 – 20 = 20

Ejercicio 9: Determinar partículas subatómicas fundamentales para el

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TEMA N° 2:MODELO MECANO-CUÁNTICO

Como se ha visto en el tema anterior la ecuación de Schrödinger se ajusta muy bien a los datos experimentales, entonces las soluciones de esta ecuación son una buena aproximación del comportamiento de los electrones en el átomo, sobre todo de aquellos que tienen más de un electrón.

1 Números cuánticos

La solución de la ecuación de Schrödinger se da en función de cuatro números llamados números cuánticos (n, l, m y s), los cuales tratan de explicar el comporta-miento de los electrones en el átomo. Estos números son:









1.1 El número cuántico principal: n = 1, 2, 3, 4, ...

El número cuántico principal n, determina la energía del electrón y el tamaño de la nube electrónica. Un aumento en n significa un aumento de energía del electrón y en el tamaño del átomo. Sus valores están cuantizados del 1 al 7. Este número cuántico ubica al electrón en un determinado nivel de energía. La cantidad de electrones se calcula con la fórmula de Rydberg que sólo se cumple hasta el nivel 4 (2n2).

1.2 El número cuántico de momento angular o azimutal: l = 0, 1, 2, 3, ... , n - 1

El número cuántico de momento angular o secundario se relaciona con la forma del orbital. Además, nos indica la ubicación del electrón en un determinado subnivel de energía. Los valores de l dependen de n y se calcula con la fórmula l = n-1.

1.3 El número cuántico magnético: m = - l, 0, +l

El número cuántico magnético se relaciona con la orientación del orbital en el espacio, sus valores dependen del número cuántico azimutal, tal es así que toman valores desde -l hasta +l incluyendo al cero. El número de orbitales se calcula con la fórmula (2l + 1).

1.4 El número cuántico de spin:+1/2, -1/2

En 1925, los físicos George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit, determinaron que cuando un átomo está bajo la acción de un campo magnético, las líneas del espectro de emisión se separan; esto solo puede evidenciar que los electrones giran sobre su propio eje en sentidos contrarios generando campos magnéticos. El espín o giro electrónico genera un campo magnético, cuya dirección depende del sentido de la rotación. El espín electrónico (s) toma los valores de +1/2 para el sentido anti horario (↑) y -1/2 para el sentido horario (↓).

2 Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales

Imaginamos que sacamos todos los electrones del átomo y que volvemos a realizar el llenado tomando en consideración 3 reglas fundamentales:

2.1 Reglas para el llenado electrónico

a) Primera regla: Principio de exclusión de Pauli

Establece que los electrones de un átomo que pertenecen a un orbital, nunca tienen los cuatro números cuánticos iguales, se diferencian por el espín.


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b) Segunda regla: Regla de Hund

La regla de Hund establece que el ordenamiento más estable de electrones en los subniveles, es el subnivel que tiene el mayor número de espines paralelos.

c) Tercera regla: Energía relativa - Regla de Aufbau o principio de construcción

Esta regla establece que los electrones de un átomo se distribuyen en estricto orden creciente de energía relativa (E.R.). El orden de llenado de los subnive-les se obtiene a partir de la suma (E.R. = n + l). Cuando dos subniveles tienen el mismo valor de (n + l), se les denomina degenerados, entonces se llena primero el que tiene menor valor de n.

2.2 Configuración electrónica

Teniendo en cuenta estas tres reglas básicas, se distribuyen los electrones en el átomo indicando los distintos niveles, subniveles y orbitales. Para realizar confi-guraciones electrónicas, se recomienda el siguiente diagrama:

2.3 Configuración simplificada (Kernel)

Se utilizan los gases nobles que más se acercan a los elementos químicos. Se utilizan los gases nobles porque son los más estables. Ejemplo: La configuración tipo Kernel del átomo de cloro 17Cl es: [Ne] 3s2 3p5

a) Propiedades paramagnéticas

Esta propiedad se presenta cuando en la configuración electrónica el elemen-to posee orbitales desapareados, en esas condiciones son atraídos débilmente por un campo magnético.

b) Propiedades diamagnéticas

Esta propiedad se presenta cuando en la configuración electrónica el elemen-to posee orbitales apareados, en esas condiciones es repelido débilmente por un campo magnético.

Ejemplo 1: Determine los números cuánticos del electrón de mayor energía en la siguiente representación: 2p5

Solución:

Datos:

2 = Nivel de energía

p =Subnivel de energía

5 = Los 5 electrones que se configuraron en el subnivel p

Entonces el último electrón se encuentra en:

n = 2

l = p = 1

Como son 5 electrones, aplicando la regla de Hund:

m = 0

Entonces los números cuánticos son. (2, 1, 0, -1/2)









Ejemplo 2: Realice la configuración electrónica desarrollada y simplificada del 26Fe

2 2 6 2 6 2 626Fe 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d=

Simplificando utilizando Kernel:

Ejercicio 1: Calcular la masa atómica para un elemento cuyo electrón de ma-yor energía tiene los siguientes números cuánticos (3, 1, 1,+1/2) y posee 12 neutrones.

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-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Diagrama Objetivos Inicio






ACTIVIDAD N° 1:








LECTURA SELECCIONADAS N° 2

Láser: la luz esplendorosa

Raymond Chang

La palabra láser es el acrónimo del término en inglés light amplification by stimula-ted emission of radiation (amplificación de la luz mediante la emisión estimulada de radiación). Se trata de un tipo especial de luz que implica ya sea átomos o moléculas. Desde el descubrimiento del láser en 1960, éste se ha utilizado en numerosos sistemas diseñados para operar en el estado gaseoso, líquido o sólido. Estos sistemas emiten radiación con longitudes de onda que varían del infrarrojo hasta el visible y el ultra-violeta. La aparición del láser ha revolucionado verdaderamente la ciencia, la medi-cina y la tecnología. El láser de rubí fue el primer láser que se conoció. El rubí es un mineral de un color rojo profundo que contiene corindón, Al203, en el cual una parte de los iones Al3+ se ha reemplazado por iones Cr3+. Para excitar a los átomos de cromo a un nivel más alto, se utiliza una lámpara de destello. Como los átomos excitados son inestables, en un momento determinado algunos de ellos regresarán al nivel basal mediante la emisión de un fotón en la región roja del espectro. El fotón rebota varias veces hacia atrás y hacia adelante entre los espejos situados en los extremos opuestos del tubo de láser. Este fotón puede estimular la emisión de fotones de exactamente la misma longitud de onda a partir de otros átomos excitados de cromo; estos fotones a su vez pueden estimular la emisión de más fotones, y así sucesivamente. Debido a que las ondas luminosas están en fase, es decir, sus máximos y sus mínimos coinciden, los fotones se refuerzan entre sí, lo que incrementa su potencia con cada paso entre los espejos. Uno de los espejos refleja sólo de manera parcial, así que cuando la luz alcanza cierta intensidad, emerge del espejo como un rayo láser. Según el método de operación, la luz láser se puede emitir en pulsos (como en el caso del láser de rubí) o en ondas continuas. La luz láser tiene tres propiedades características: es intensa, tiene una longitud de onda conocida con exactitud y por lo tanto se conoce su energía, y es coherente. La palabra coherente implica que todas las ondas de luz están en fase. Las aplicaciones del láser son muy numerosas. Su alta intensidad y fa-cilidad de enfoque lo hacen adecuado para realizar cirugía ocular, perforar metales, para soldaduras y llevar a cabo la fusión nuclear. Su capacidad de dirigirse con alta precisión y de tener longitudes de onda que se conocen con exactitud lo convierte en un instrumento muy útil para las telecomunicaciones. También se puede utilizar en la separación de isótopos, en holografía (fotografía tridimensional), en repro-


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ductores de discos compactos y en los lectores ópticos de los supermercados. El láser ha desempeñado una importante función en la investigación espectroscópica de las propiedades moleculares y de muchos procesos químicos y biológicos. Las luces láser se están utilizando cada vez más para probar los detalles de las reacciones químicas.







GLOSARIOÁnodo: Electrodo positivo

Cátodo: Electrodo negativo

Configuración electrónica: Distribución de electrones en el átomo en orden creciente a su energía relativa.

Cuanto: Paquete de energía llamado “fotón”.

Diamagnetismo: Se presenta cuando todos los electrones de un átomo están apareados ocasionando repulsión cuando es expuesto a un campo magnético.

Electrón: Partícula subatómica de carga negativa de -1.6×10-19 coulomb.

Espectro: Representación de las longitudes de onda de una determinada radiación elec-tromagnética.

Espectro continuo: Se produce cuando una región específica del espectro electromag-nético posee todas las longitudes de onda.

Espectro de absorción: Se produce cuando un átomo absorbe energía, cuando realiza una transición de un estado basal a un nivel superior de energía.

Espectro de emisión: Se produce cuando un átomo libera energía, cuando realiza una transición de un nivel de mayor energía a un nivel inferior de energía.

Espectro discontinuo: Espectro de líneas que presentan las sustancias, solo producen ciertas longitudes de onda.

Estado fundamental: Energía más baja o más estable de una molécula o átomo.

Frecuencia: Número de ondas que se producen en un segundo, su unidad es el hertz (seg-1).

Isótopos: Átomos pertenecientes al mismo elemento con igual número de protones.









Longitud de onda: Distancia entre dos crestas pertenecientes a la onda.

Masa atómica relativa: Llamada también peso atómico. Es el promedio ponderado de las masas atómicas y la abundancia de los isótopos perteneciente al mismo elemento.

Neutrón: Partícula subatómica sin carga que posee masa pero no tiene carga, se encuen-tra ubicado en el núcleo del átomo.

Núcleo: Componente central del átomo, donde se concentra la masa y posee carga positiva.

Número de masa: Es la masa del átomo determinada por la adición de protones y neutrones.

Orbital: Es el espacio donde existe gran probabilidad de encontrar un electrón.

Orbital apareado: Cuando el orbital contiene a dos electrones girando en sentidos opuestos.

Orbital desapareado: Cuando el orbital contiene a un electrón girando en sentido anti horario.

Orbital s: Orbital atómico de forma esférica.

Orbital p: Orbital atómico de forma dilobular.

Paramagnetismo: Se presenta en aquellos átomos que presentan orbitales desapareados y son atraídos por un campo magnético.

Partículas alfa: poseen carga positiva, son núcleos de helio.

Partículas fundamentales: Protón (carga positiva), electrón (carga negativa), neutrón (sin carga).

Radiación electromagnética: Es la energía que se transmite mediante campos magnéti-cos y eléctricos.

Radioactividad natural: Descomposición espontánea de un átomo.

Rayos catódicos: Flujo de electrones que viajan del cátodo hacia el ánodo.

Regla de Hund: Cada orbital de cada subnivel debe contener electrones con espín anti horario antes de empezar el apareamiento.

Transición electrónica: Se produce cuando un electrón viaja de un nivel a otro.







AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° II


1. Considerando las siguientes especies atómicas

Indicar la afirmación que no se cumple:


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a) Hay 2 hílidos

b) Hay 2 isobaros

c) Hay sólo 1 par de isótonos

d) Hay 3 especies isoelectronicas

e) Hay 3 aniones

2. Establezca las relaciones entre los hechos y principios que se enuncian y los nombres de los científicos.

a) 4-5-6-3-2-1

b) 4-5-3-2-1-6

c) 5-4-3-2-1-6

d) 5-4-6-3-2-1

e) 3-4-5-6-1-2

3. Expresar el número másico y el número atómico de la siguiente representación:

A= 43, Z= 8

A= 42, Z= 5

A= 36, Z= 7

A= 42, Z= 7

A= 42, Z= 5

4. El hierro que se encuentra en la naturaleza se compone de cuatro isotopos cuya abundancia se indica a continuación. A partir de la masa y abundancia de estos isotopos, calcule la masa atómica promedio del hierro de procedencia natural.

a) 55.85 uma

b) 57.57 uma

c) 67.07 uma

d) 56.19 uma

e) 56.88 uma

5. Respecto al modelo actual de los átomos, indique la proposición incorrecta.

a) El núcleo es la zona más densa del átomo

b) El átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico

c) Los electrones se encuentran a distancias no definidas respecto al núcleo

d) Los electrones se desplazan alrededor del núcleo en trayectorias definidas.

e) El REEMPE, es el espacio donde existe la probabilidad de encontrar al electrón

1.Thomson ( ) Considera al átomo con un núcleo central y electrones en la periferia.

2.Bohr ( ) Considera al átomo como esfera indivisible

3.Demócrito ( ) Determino los subniveles de energía

4.Rutherford ( ) Defienden la discontinuidad de la materia

5.Dalton ( ) Explica la emisión y absorción de luz del átomo H

6.Sommerfield ( ) Afirma que los electrones están repartidos en una esfera de masa positiva

ISOTOPO MASA ISOTOPICA (UMA) ABUNDANCIA NATURAL % 54Fe 53.9396 5.82 56Fe 55.9349 91.66 57Fe 56.9354 2.19 58Fe 57.9333









6. La configuración electrónica del átomo de escandio es 1s22s22p63s23p64s23d1. Pode-mos afirmar que:

a) Hay 4 sub-niveles

b) El subnivel de más alta energía es 4s2

c) Hay un electrón en el último nivel

d) En el último nivel hay dos orbitales

e) El átomo es paramagnético

7. Una placa de molibdeno debe absorber una radiación de un frecuencia de 1.09 x1015 s-1. Calcular la longitud de onda (nm) y energía (joule) asociada a ella.

274 nm, 7.21 x 10-17 j

275 nm, 7.22 x 10-18 j

275 nm, 7.23 x 10-19 j

277 nm, 7.24 x 10-20 j

277 nm, 7.25 x 10-21 j

8. El átomo de un elemento tiene 4 orbitales “s” apareados, si la cantidad de electrones es máxima. Determinar el número atómico y propiedad diamagnética o paramagné-tica del elemento.

a) 20, diamagnético

b) 20, paramagnético

c) 30, diamagnético

d) 36, diamagnético

e) 36, paramagnético

9. Con respecto al espectro electromagnético, ¿cuál de las afirmaciones es correcta?:

a) Cuando los electrones saltan a un nivel superior, emiten un fotón de energía

b) La frecuencia aumenta conforme la longitud de onda aumenta.

c) Los rayos gamma poseen longitud de onda corta.

d) Cuando los electrones caen a un nivel basal absorben un fotón de energía

e) El espectro continuo está representado por el espectro de líneas de cada elemento.

10. Respecto a los números cuánticos (n, l, m, s), el conjunto correcto es:

a) 2; 2; 1; -1/2

b) 4; 3; 4; +1/2

c) 3; 2, 3; -1/2

d) 4; 3; 0, +1/2

e) 4; 2; 3; -1/2

11. En las siguientes proposiciones, marque F si es falso V si es verdadero y marque la secuencia correcta:

(..) Los protones presentan carga positiva equivalente a la carga del electrón.

(..) El núcleo posee la masa del átomo.

(..) La carga total del núcleo es positiva.

(..) Los iones son producto del intercambio electrónico

a) VVVV

b) FVVV

c) FFVV

d) FFFV

e) VVFF


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12. La naturaleza de las partículas beta es, …………… y la de las partículas gamma es ……………….

a) Energética y corpuscular

b) Corpuscular y neutra

c) Positiva y negativa

d) Corpuscular y energética

e) Negativa y positiva

13 ¿Quién posee mayor poder de penetración?

a) rayos alfa

b) rayos beta

c) rayos x

d) rayos gamma

e) rayos infrarrojos

14. ¿Qué proposición no es una característica del modelo atómico de Rutherford?

a) Se asemeja a un sistema planetario en miniatura.

b) Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.

c) Posee un núcleo cargado positivamente.

d) La masa se concentra en un diminuto núcleo

e) Cuando el electrón salta de un nivel superior a un estado basal emite energía

15. En relación a los espectros, señale cuáles de las siguientes proporciones son correctas.

I. Un sólido incandescente produce un espectro continuo.

II. Los átomos de un elemento químico tienen espectros característicos.

III. λ = f /C

a) I

b) I y II

c) II y III

d) I, II y III

e) II

16. El protio, el deuterio y el tritio se diferencian entre sí por el número de:

a) Protones

b) Electrones

c) Neutrones

d) Electrones y neutrones

e) protones y electrones

17. La expresión correcta respecto a la configuración electrónica de un átomo es:

a) El orden energético de los orbitales es decreciente.

b) 3s tiene menor energía que 2p.

c) 3d tiene mayor energía que 4s.

d) El último subnivel siempre indica el número total de niveles.

e) El número de electrones del último subnivel siempre corresponde al último nivel.









18 El núcleo de la especie posee:

a) Sólo 31 protones

b) 64 protones, 29 neutrones y 31 electrones

c) 29 protones y 32 neutrones

d) Sólo 35 neutrones

e) Sólo 31 electrones

19. Calcule la frecuencia de la radiación roja del estroncio realizada en el laboratorio que tiene una longitud de onda de 6 500 Å.

a) 4.615 x 1014 Hz

b) 4.615 x 104 Hz

c) 5.615 x 1014 Hz

d) 5.615 x 105 Hz

e) 2.166 x 10-14 Hz

20. Determinar la energía (ergios) de un fotón cuya longitud de onda es 1 500 Å.

a) 7.541 x 10-11 ergios

b) 7.526 x 10-11 ergios

c) 1.326 x 10-13 ergios

d) 1.326 x 10-8 ergios

e) 1.326 x 10-11 ergios







BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD II:




Chang Raymond. Química 2009 9ª Edición. Editorial Mac Graw Hill


Torrenegra R—Pedrozo J. Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de















UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO









Tema Nº 1:

GENERALIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA

1. Antecedentes de la tabla periódica

2. Descripción de la tabla pe-riódica actual.

3. Clasificación general de los elementos.

4. Descripción de característi-cas de algunos grupos de la T.P.

Tema Nº 2:

VARIACIÓN DE LAS PRO-PIEDADES DE LOS ELE-MENTOS EN LA T.P.

1. Radio atómico

2. Potencial o energía de ioni-zación

3. Afinidad electrónica

4. Electronegatividad

5. Carácter metálico

6. Carácter no metálico

Tema Nº 3:

ENLACES QUÍMICOS

1. Enlace químico

2. Estructura de Lewis

3. Electronegatividad de los elementos químicos

4. Tipos de enlaces

Lectura seleccionada:

¿El tercer elemento líquido? Raymond Chang

Autoevaluación de la Unidad III

1. Describe las propiedades físicas y químicas de los ele-mentos de la tabla periódica.

2. Diferencia metales de no metales

3. Reconoce, nombra y clasifi-ca los elementos químicos existentes en su entorno.

4. Identifica los tipos de enla-ce en la formación de com-puestos relacionándolos con sus propiedades y las fuerzas que las unen.

Actividad Dirigida:


2. Realiza las actividades de laboratorio y elabora el re-porte correspondiente.

Laboratorio 1:

Reconocimiento de los ele-mentos de la tabla periódica

Laboratorio 2:

Enlaces químicos

Control de Lectura Nº 2:

Presenta un Informe acerca de las actividades dirigidas que corresponden a la Unidad III.

Es responsable y puntual en el cumplimiento de sus obligacio-nes académicas, demostrando esfuerzo y perseverancia en el desarrollo de las actividades de la asignatura.


CONTENIDO

BIBLIOGRAFÍA

EJEMPLOS

AUTOEVALUACIÓN

ACTIVIDADES

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TEMA N° 1: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

1 ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIÓDICA

¿Cómo se organizan los elementos químicos en la tabla periódica? ¿Para qué sirve esta organi-zación? ¿Se pueden predecir las propiedades físicas y químicas de elementos que aún no se han descubierto? ¿Cómo se relacionan la configuración electrónica y la tabla periódica?

Para responder a éstas interrogantes primero haremos un breve comentario sobre los antecedentes de la Tabla Periódica (T.P.) que han llevado a su conocimiento actual.

A mediados del siglo XIX los estudiosos de entonces tenían una vaga idea del co-nocimiento del átomo y por ende de los electrones y los protones, pero ya habían calculado las masas atómicas de muchos elementos. Con estos datos, Dobereiner en 1829 trató de agruparlos en triadas, en orden creciente de su peso atómico, de modo que la semisuma de las masas atómicas de los elementos que se encontraban en los extremos daba la masa atómica del elemento central. Se les llamó “Triadas de Dobereiner”. Luego se descubrieron más elementos que, por sus características, debían pertenecer a las tríadas conocidas; por lo tanto, la idea de agrupar de tres en tres resultó inadecuada.

Posteriormente, Jhon Newlands prosiguió su estudio en 1864, agrupando los ele-mentos de 7 en 7 (como las notas musicales) siguiendo un orden creciente de su masa atómica, de manera que el octavo elemento tenía propiedades similares al primer elemento, el noveno al segundo y así sucesivamente. Se les llamó “Octavas de Newlands”, pero al igual que las triadas esta clasificación resultó insuficiente, ya que elementos con masas mayores a la del calcio no cumplían la regla.

A quienes se atribuye la verdadera clasificación y cuyos estudios ayudaron mucho para conocer la tabla periódica tal como la conocemos hoy en día fueron Dimitri Mendeleiev y Julius Meyer en 1869. Mendeleiev y Meyer realizaron sus estudios por separado y se dieron cuenta que tenían muchas concordancias. Ellos clasificaron 66 elementos en forma creciente según su masa atómica, pero luego se dieron cuenta que algunos elementos no obedecían a esta regla. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado sólo de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debe-ría aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual. Pero a pesar de ello esta clasificación tuvo gran éxito por difundir por primera vez la idea de grupos y por dejar espacios vacíos y predecir las propiedades de elementos que aún no se habían descubierto, a los que se denominó con el sufijo especial “eka” por ejemplo eka-boro que más tarde se descubrió y era el escandio, eka-silicio que ahora se conoce como germanio etc. Las propiedades físicas y químicas de esos ele-mentos se habían predicho sin aún haber sido descubiertos. Es así que presentan su tabla periódica a la Real Academia compuesta por 7 filas (periodos) y 8 columnas a las que se llamó familias.

Luego con el desarrollo de la espectroscopia y la configuración electrónica, Henry Moseley descubrió la frecuencia de los rayos X emitidos por los elementos con sus respectivos números atómicos. De esta manera, Moseley determinó que los ele-mentos se ordenan en estricto orden creciente de su número atómico (número de protones) que como se sabe es igual al número de electrones, lográndose con ello explicar la repetición periódica de las propiedades físicas y químicas de los elemen-tos y convirtiendo a la tabla periódica en una herramienta fundamental en todas las áreas que tienen que ver con la ciencia.

Por lo general, una tabla periódica moderna indica el número atómico junto al símbolo del elemento. La importancia y la utilidad de la tabla periódica radican en el hecho de que mediante el conocimiento de las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o periodo, se predicen, con bastante exactitud las propiedades de cualquier elemento aún si este es poco conocido.









Tabla periódica actual

(Fuente: http://institutocolumbiacollege.blogspot.com/)

2 DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

La tabla periódica actual consta de siete filas horizontales llamadas periodos, los cuales indican la cantidad de niveles que posee un elemento y se numeran del 1 al 7. Las 16 columnas verticales se denominan grupos (que indican a las familias).

Los elementos que pertenecen a determinado grupo presentan el mismo número de electrones en su capa más externa, por lo tanto presentan propiedades químicas similares. Por ejemplo, los elementos del grupo IA reaccionan violentamente cuan-do entran en contacto con el agua, liberando hidrógeno y dando lugar a hidróxi-dos. Todos los elementos del grupo IA tienen un electrón en su capa más externa. El grupo representativo de la Tabla Periódica es el grupo “A”, ya que el número de electrones de valencia nos indican el número de grupo.

Hay un total de 16 grupos: 8 grupos “A” y 8 grupos “B” (el grupo VIIIB consta de 3 columnas). Por ejemplo, a los elementos del grupo IB se le da la denominación de metales de acuñación ya que son muy maleables y se pueden fabricar monedas con ellos. A los elementos del grupo “B” se les denomina metales de transición y metales de transición interna (éstos últimos están en el periodo 6 y 7 y en el grupo IIIB y se les denomina también lantánidos y actínidos).

2.1 Organización de los elementos en la Tabla Periódica

Los elementos representativos de la Tabla Periódica se encuentran en los gru-pos desde el IA hasta el VIIA. Los elementos químicos que se ubican en estos grupos son aquellos cuya configuración electrónica termina en el subnivel “s” o “p” incompleto. El grupo VIIIA (gases nobles) tiene el subnivel “p” completo, llegando a 8 electrones de valencia con excepción del helio que solo tiene 2. Estos electrones de valencia hacen que las propiedades químicas sean similares en el grupo.

En el siguiente diagrama se muestra la ubicación del grupo A y grupo B de la Tabla Periódica

GRUPO A:

Los elementos del grupo A se les conoce como elementos representativos y su configuración electrónica alcanza el subnivel “s” o el subnivel “p”.

GRUPO B

Los elementos del grupo B se les conoce como metales de transición y son aque-


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llos cuya configuración electrónica alcanza en “d” y metales de transición inter-na (lantánidos y actínidos) a aquellos cuya configuración electrónica alcanza el subnivel f” y pertenecen al grupo IIIB y periodos 6 y 7.

Los metales de transición son los elementos cuya configuración electrónica al-canza el subnivel “d”.

Los lantánidos y actínidos se les llaman también elementos de transición interna cuya configuración electrónica alcanza el subnivel “f”.

Zonas de la tabla periódica

Principales familias de la Tabla Periódica

Grupo Familia Nivel de valencia Elementos

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

IB

IIB

Alcalinos

Alcalinos térreos

Térreos o boroides

Carbonoides

Nitrogenoides

Anfígenos o calcógenos

Halógenos

Gases nobles

Metales de acuñación

Elementos puente

ns1

ns2

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

ns1(n-1)d10

ns2(n-1)d10

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

B, Al, Ga, In, Tl

C, Si, Ge, Sn, Pb

N, P, As, Sb, Bi

O, S, Se, Te, Po

F, Cl, Br, I, At

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Cu, Ag, Au

Zn, Cd, Hg

Ejemplo 1: Hallar el grupo y periodo al que pertenece el fósforo (z=15)

Solución: Se comienza realizando la configuración electrónica desarrollada y simplificada para el elemento:

El último en configurar es el subnivel “p”, por lo tanto, el grupo al que pertenece el elemento es el grupo “A”.

El número de niveles es 3 por lo tanto el elemento pertenece al periodo 3.En el último nivel para hallar la cantidad de electrones se suma 2+3 = 5, por lo tanto el elemento pertenece al grupo VA llamado nitrogenoides.

Por último, en la T.P. cuando se realiza la intersección del periodo 3 y grupo VA, se encuentra el fósforo.

Ejercicio 1: Hallar el grupo y periodo al que pertenece el calcio (z=20) y cobre (z=29).









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3 CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS ELEMENTOS

3.1 Metales

El 80% de los elementos de la T.P. son metales, que son buenos conductores del calor y la electricidad (cuando sube la temperatura baja su conductividad), son lustrosos y brillantes mientras no se oxiden, presentan diversos colores, en su ma-yoría son plateados y sólidos, a excepción del mercurio que es líquido. Resisten la deformación por su alta tenacidad, transformándose en láminas (maleables) y estirándose en hilos (dúctiles), poseen temperatura de fusión de moderada a alta. En las interacciones químicas pierden sus electrones de valencia (electro-positivos) y forman iones positivos llamados cationes. Casi todos forman óxidos metálicos originando soluciones básicas, a excepción de los metales nobles que poseen muy baja oxidación como por ejemplo: el oro, el platino, el iridio, etc. Son reductores (se oxidan).

Algunas aplicaciones de los metales

Nombre Símbolo Principales aplicaciones Imagen

Aluminio Al

Es un metal plateado ligero, dúctil y maleable, se emplea en la construcción de chasis de vehículos y aviones, ollas cucharones, etc. En los envases tetrapack, en empaques de alimentos, etc.

Cobre Cu

Es un metal de color rojizo brillante, su principal uso es como conductor eléctrico, en la fabricación de monedas. Esencial para los seres vivos ya que participa en la síntesis de la hemoglobina.

Cromo Cr

Es un metal de color blanco azulado, se utiliza como revestimiento de otros metales para protegerlos de la corrosión.

Hierro Fe

Es un metal plateado, se le utiliza en la fabricación de aceros y herramientas. En los seres humanos forma parte de la hemoglobina y enzimas, su ausencia produce anemia.

Litio Li

Es un metal blanco plateado, se utiliza en la fabricación de baterías para teléfonos celulares, videocámaras, relojes, etc. El carbonato de litio se utiliza en el tratamiento de trastornos maniaco-depresivos.

Magnesio Mg

Es un metal gris plateado, se le utiliza en la fabricación de focos de magnesio, en las luces de bengala, en los fuegos artificiales. En las latas de bebidas se encuentra al magnesio aleado con el aluminio. Su hidróxido se utiliza como antiácido.

Mercurio Hg

Es un metal líquido plateado, se utiliza en la producción de fungicidas, luces, baterías, amalgamas, termómetros, etc. Altamente tóxico, una exposición prolongada puede ocasionar daño al cerebro, riñones y sistema nervioso.

Plomo Pb

Es un metal de color gris, usado en baterías, pinturas, soldadura, escudos de protección contra la radiación, balas, etc., aunque su uso está restringido por su alta toxicidad. Es tóxico y carcinógeno. Puede causar daños a los riñones y al sistema nervioso (saturnismo), disminución de la fertilidad en el hombre y retardo mental en los niños.

Oro Au

Es un metal de color amarillo brillante, dúctil y maleable, de alto valor. Se emplea en joyería y en la acuñación de monedas. Por su alta conductividad es utilizado en Electrónica. No es tóxico. Se le considera metal noble ya que no se oxida.

Plata Ag

Es un metal de color plateado. Utilizado en fotografía, joyería, monedas, aleaciones, cubiertos, vajillas y en soldaduras.


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Aluminio Al

Es un metal plateado ligero, dúctil y maleable, se emplea en la construcción de chasis de vehículos y aviones, ollas cucharones, etc. En los envases tetrapack, en empaques de alimentos, etc.

Cobre Cu

Es un metal de color rojizo brillante, su principal uso es como conductor eléctrico, en la fabricación de monedas. Esencial para los seres vivos ya que participa en la síntesis de la hemoglobina.

Cromo Cr

Es un metal de color blanco azulado, se utiliza como revestimiento de otros metales para protegerlos de la corrosión.

Hierro Fe

Es un metal plateado, se le utiliza en la fabricación de aceros y herramientas. En los seres humanos forma parte de la hemoglobina y enzimas, su ausencia produce anemia.

Litio Li

Es un metal blanco plateado, se utiliza en la fabricación de baterías para teléfonos celulares, videocámaras, relojes, etc. El carbonato de litio se utiliza en el tratamiento de trastornos maniaco-depresivos.

Magnesio Mg

Es un metal gris plateado, se le utiliza en la fabricación de focos de magnesio, en las luces de bengala, en los fuegos artificiales. En las latas de bebidas se encuentra al magnesio aleado con el aluminio. Su hidróxido se utiliza como antiácido.

Mercurio Hg

Es un metal líquido plateado, se utiliza en la producción de fungicidas, luces, baterías, amalgamas, termómetros, etc. Altamente tóxico, una exposición prolongada puede ocasionar daño al cerebro, riñones y sistema nervioso.

Plomo Pb

Es un metal de color gris, usado en baterías, pinturas, soldadura, escudos de protección contra la radiación, balas, etc., aunque su uso está restringido por su alta toxicidad. Es tóxico y carcinógeno. Puede causar daños a los riñones y al sistema nervioso (saturnismo), disminución de la fertilidad en el hombre y retardo mental en los niños.

Oro Au

Es un metal de color amarillo brillante, dúctil y maleable, de alto valor. Se emplea en joyería y en la acuñación de monedas. Por su alta conductividad es utilizado en Electrónica. No es tóxico. Se le considera metal noble ya que no se oxida.

Plata Ag

Es un metal de color plateado. Utilizado en fotografía, joyería, monedas, aleaciones, cubiertos, vajillas y en soldaduras.

3.2 No metales

El 20% de los elementos de la T.P. está constituido por no metales que son malos conductores del calor y la electricidad, con excepción del carbono que, en su forma alotrópica que es el grafito, es buen conductor. Son opacos y quebradizos a excepción del diamante que es la otra forma alotrópica del carbono y que es el material más duro que se conoce. A temperatura ambiente presentan los siguien-tes estados físicos:

Gaseosos: H, N, O, F, Cl

Líquido: Br

Sólido: I, S, P, C, etc.

En las interacciones químicas ganan electrones (electronegativos) y forman io-nes negativos llamados aniones. Casi todos forman óxidos no metálicos y solucio-nes ácidas. Son oxidantes (se reducen).









Algunas aplicaciones de los no metales


Azufre S

Es un no metal sólido de color amarillo, Se utiliza en la fabricación de fertilizantes, insecticidas, medicamentos. Se encuentra en yacimientos volcánicos y aguas sulfuradas.

Bromo Br

Es un líquido de color rojo oscuro y de olor irritante. Los compuestos orgánicos bromados se utilizan como pesticidas.

Carbono C

Es un sólido que se presenta bajo dos formas alotrópicas: como diamante (sólido duro y brillante), que en su calidad no gema se utiliza como abrasivo en brocas para taladro y herramientas de corte, y el grafito (sólido negro y quebradizo), que se utiliza como minas de lápices, electrodos para baterías, carbón activado, etc.

Cloro Cl

Es un gas amarillo verdoso, usado como agente blanqueador, en la purificación de aguas como antibactericida. Los freones (CFC) que son los clorofluorocarbonos que destruyen la capa de ozono.

Flúor F

Es un gas de color amarillo pálido, muy reactivo. El fluoruro de sodio se utiliza en las pastas dentales, en el tratamiento de aguas y en enjuagues bucales para prevenir las caries.

Yodo I

Es un no metal de color negro violáceo, se sublima fácilmente. Es usado como antiséptico en el alcohol yodado y como complementos alimenticio y colorante. El alimento yodado para gallinas aumenta la producción de huevos.

Nitrógeno N

Es un gas que no tiene color ni olor. Es componente principal de la atmósfera de la tierra, utilizado en la industria de explosivos, fertilizantes, plásticos, tintes, en la producción de amoniaco y ácido nítrico. El nitrógeno licuado se utiliza como refrigerante. En la criogenia se le utiliza para conservar espermas, óvulos, células madre, etc. En cosmética se utiliza para despigmentar la piel y eliminar verrugas. El nitrógeno es esencial en la formación de las proteínas.

Oxígeno O

Es un gas que no tiene olor ni color y ocupa el 20% de la atmósfera. Se encuentra en menor proporción que el nitrógeno. Es un elemento esencial para la vida. Su principal uso es como comburente en la combustión en los sopletes oxiacetilénicos, ayudan a la respiración en condiciones especiales (hospitales, aviones, buzos, naves espaciales), también se le utiliza en la fabricación del acero.


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Azufre S

Es un no metal sólido de color amarillo, Se utiliza en la fabricación de fertilizantes, insecticidas, medicamentos. Se encuentra en yacimientos volcánicos y aguas sulfuradas.

Bromo Br

Es un líquido de color rojo oscuro y de olor irritante. Los compuestos orgánicos bromados se utilizan como pesticidas.

Carbono C

Es un sólido que se presenta bajo dos formas alotrópicas: como diamante (sólido duro y brillante), que en su calidad no gema se utiliza como abrasivo en brocas para taladro y herramientas de corte, y el grafito (sólido negro y quebradizo), que se utiliza como minas de lápices, electrodos para baterías, carbón activado, etc.

Cloro Cl

Es un gas amarillo verdoso, usado como agente blanqueador, en la purificación de aguas como antibactericida. Los freones (CFC) que son los clorofluorocarbonos que destruyen la capa de ozono.

Flúor F

Es un gas de color amarillo pálido, muy reactivo. El fluoruro de sodio se utiliza en las pastas dentales, en el tratamiento de aguas y en enjuagues bucales para prevenir las caries.

Yodo I

Es un no metal de color negro violáceo, se sublima fácilmente. Es usado como antiséptico en el alcohol yodado y como complementos alimenticio y colorante. El alimento yodado para gallinas aumenta la producción de huevos.

Nitrógeno N

Es un gas que no tiene color ni olor. Es componente principal de la atmósfera de la tierra, utilizado en la industria de explosivos, fertilizantes, plásticos, tintes, en la producción de amoniaco y ácido nítrico. El nitrógeno licuado se utiliza como refrigerante. En la criogenia se le utiliza para conservar espermas, óvulos, células madre, etc. En cosmética se utiliza para despigmentar la piel y eliminar verrugas. El nitrógeno es esencial en la formación de las proteínas.

Oxígeno O

Es un gas que no tiene olor ni color y ocupa el 20% de la atmósfera. Se encuentra en menor proporción que el nitrógeno. Es un elemento esencial para la vida. Su principal uso es como comburente en la combustión en los sopletes oxiacetilénicos, ayudan a la respiración en condiciones especiales (hospitales, aviones, buzos, naves espaciales), también se le utiliza en la fabricación del acero.

3.3 Metaloides o semimetales

En la T.P. los metaloides se encuentran ubicados en el límite entre los metales y no metales. Poseen propiedades anfóteras (propiedades intermedias entre metales y no metales); por ejemplo, presentan conductividad eléctrica intermedia, y a dife-rencia de los metales, los semimetales mejoran su conductividad cuando sube la temperatura.

Está propiedad ha permitido que los metaloides como el silicio, el germanio, el arsénico y el boro sean particularmente útiles en la fabricación de transistores, chips de computadoras y celdas solares. La siguiente tabla nos muestra la ubica-ción de los metales, no metales, elementos de transición, gases nobles y tierras raras.

Ubicación de los elementos en la tabla periódica

Algunas aplicaciones de los metaloides


Arsénico As

Es un metaloide brilloso de color blanco grisáceo, utilizado en aleaciones y en semiconductores. En dosis pequeñas es letal y puede contribuir a la aparición de varios tipos de cáncer de piel, vejiga y pulmones. El arsénico se utiliza como dopante en la fabricación de semiconductor “N” para aumentar la conductividad del silicio.

Boro B

El boro es de color gris plateado, se utiliza en la fabricación de vidrios resistentes al calor, en cerámica en ladrillos refractarios. También se les utiliza como insecticida, su sal (el bórax) se utiliza como fungicida.

Silicio Si

El silicio es un sólido de color negro. El silicio de alta pureza se utiliza en la fabricación de circuitos integrados. Las siliconas tiene diversas aplicaciones: champús, acondicionadores, desodorantes, barnices, selladores, implantes de busto, etc.










Arsénico As

Es un metaloide brilloso de color blanco grisáceo, utilizado en aleaciones y en semiconductores. En dosis pequeñas es letal y puede contribuir a la aparición de varios tipos de cáncer de piel, vejiga y pulmones. El arsénico se utiliza como dopante en la fabricación de semiconductor “N” para aumentar la conductividad del silicio.

Boro B

El boro es de color gris plateado, se utiliza en la fabricación de vidrios resistentes al calor, en cerámica en ladrillos refractarios. También se les utiliza como insecticida, su sal (el bórax) se utiliza como fungicida.

Silicio Si

El silicio es un sólido de color negro. El silicio de alta pureza se utiliza en la fabricación de circuitos integrados. Las siliconas tiene diversas aplicaciones: champús, acondicionadores, desodorantes, barnices, selladores, implantes de busto, etc.

3.4 Gases nobles, raros o inertes

Se encuentran, en poca proporción, en la composición del aire. Pertenecen a este grupo el helio, neón, argón, criptón, xenón y radón, que se caracterizan por su inactividad química, ya que poseen 8 electrones de valencia; es por esa razón que no tienden a perder ni a ganar electrones, aunque se ha logrado sintetizar en condiciones muy especiales el exafluoruro de xenón (XeF6).

Ejemplo 2: Los metales y no metales presentan propiedades opuestas. Si se co-noce las propiedades de un metal, se puede predecir lo que se esperaría de un no metal.

Metal: Sólido en condiciones ambientales, buen conductor, forma cationes (io-nes positivos), combinado con el oxígeno forma un óxido básico.

Solución: Desde el punto vista opuesto se puede describir al:

No metal: La mayoría son gaseosos en condiciones ambientales, mal conductor, forma aniones (iones negativos), combinado con el oxígeno forma un óxido ácido.

Ejercicio 2: Ubica en la Tabla Periódica a los metaloides y describe sus principa-les propiedades.

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4 DESCRIPCIÓN DE CARACTERÍSTICAS DE ALGUNOS GRUPOS DE LA T.P.

4.1 Grupo A

Grupo IA, metales alcalinos (excepción: el hidrógeno)

Presentan un electrón de valencia. Son blancos plateados, suaves, poseen brillo metálico mientras no se oxiden, reaccionan en el medio ambiente oxidándose rápidamente, reaccionan violentamente con el agua formando bases y liberando hidrógeno. No se encuentran puros por su excesiva actividad, una vez sintetizados se les debe guardar en atmósfera inerte o en aceite para retardar la oxidación.

Grupo IIA, metales alcalinotérreos

Presentan 2 electrones de valencia. Son blancos brillantes, de consistencia más dura que el grupo IA. Estos elementos son muy activos aunque no tanto como los del grupo IA. Son buenos conductores del calor y la electricidad. No existen en estado natural, por su naturaleza se presentan formando carbonatos, sulfatos, cloruros, etc.


76







Grupo VIIA, halógenos

Son considerados no metales monovalentes. El flúor y el cloro son gases, el bro-mo es líquido de color rojo y el yodo es un sólido violeta grisáceo. Son los más electronegativos de la T.P, se combinan con los metales para formar sales haloi-deas y con el hidrógeno forman ácidos hidrácidos. La mayoría se sus compues-tos derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen gran aplicación tanto en la industria como en el laboratorio.

4.2 Grupo B

Esta es una familia formada por los grupos IB y IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB y VIIIB entre los que se encuentran los elementos cobre, fierro, zinc, oro, plata, níquel, cobalto, plata, cromo, etc.

Los metales de transición poseen propiedades muy variadas, algunos se encuen-tran en la naturaleza en forma de compuestos; otros se encuentran libres tal como los metales nobles que no se oxidan con facilidad; por ejemplo: oro (Au), platino (Pt), iridio (Ir), etc. Presentan propiedades metálicas, por lo tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad. Sus óxidos presentan diferentes colores debido a que poseen diferentes estados de oxidación.

TEMA N° 2: VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS EN LA T.P.

1 RADIO ATÓMICO

Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos, mediante enlace químico.

En la tabla periódica varía:

En el siguiente gráfico, el radio atómico disminuye recorriendo un periodo de iz-quierda a derecha y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo









H 0.55Å

LI 1.33 Å

Be 0.90 Å

B 0.80 Å

C 0.77 Å

N 0.73 Å

O 0.74 Å

F 0.72 Å

Ne 1.12 Å

Na 1.54 Å

K 1.96 Å

Rb 2.16 Å

2 POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Es la energía necesaria para arrancar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y transformarse en catión.

En el siguiente gráfico el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha recorriendo un periodo y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo.

Li 5.36

Be 9.28

B 8.26

C 11.22

N 14.48

O 13.55

F 17.34

Ne 21.45

Na 5.12

K 4.32 Rb

4.16 Cs

3.87

Aumento de la energía de ionización

Ejemplo 1: ¿Quién tiene menor potencial o energía de ionización? y ¿cómo se in-terpreta el resultado?

Cs, K, Li


78







Solución: El que tiene menor potencial de ionización es el Cesio (Cs) por lo tanto necesita muy poca energía para arrancarle su electrón de valencia.

Ejercicio 1: ¿Quién tiene mayor energía de ionización? y ¿cómo se interpreta el resultado?

O, B, N, C

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

3 AFINIDAD ELECTRÓNICA

Es otra propiedad de los átomos que se manifiesta cuando un átomo en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha recorriendo un periodo y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo.

La ecuación es: X (g) + e- → X-(g)

H 17 LI 14

Be 14

B 5

C 48

N -

O 40

F 80

Na 19 K 16

4 Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo.

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha recorriendo un periodo y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo.

Según la escala:

El más electronegativo es el flúor.

El menos electronegativo es el cesio y francio.









5 CARÁCTER METÁLICO

Se caracterizan químicamente por su facilidad de perder electrones y formar catio-nes, es decir que actúan como elementos ELECTROPOSITIVOS.

El carácter metálico aumenta recorriendo un periodo de derecha a izquierda y arriba hacia abajo recorriendo un grupo.

6 CARÁCTER NO METÁLICO

Se caracterizan químicamente por su facilidad a ganar electrones y formar aniones, es decir que actúan como elementos ELECTRONEGATIVOS. Su variación es de manera inversa a la del carácter metálico.







ACTIVIDAD N° 1:


TEMA N° 3: ENLACES QUÍMICOS

¿Por qué se asocian los átomos? ¿Cómo se asocian los átomos? ¿Cuáles son las fuerzas que mantie-nen unidos a los átomos? ¿El tipo de enlace que tienen los compuestos determina las propiedades de éstos?

Para responder estas interrogantes empezaremos por definir enlace químico.

1 ENLACE QUÍMICO

El enlace químico, como su nombre lo indica, es la unión de dos o más elementos iguales o diferentes mediante fuerzas de atracción de carácter electrostático y mag-nético que mantienen unidos a los átomos o moléculas.

Los átomos se asocian para lograr estabilizarse y cumplir con la regla del octeto o dueto. Las especies químicas enlazadas disminuyen su actividad química y aumentan su estabilidad, es por eso que en la formación de enlaces químicos se libera energía.

2 ESTRUCTURA DE LEWIS

La notación de Lewis es la representación simbólica de un átomo con sus electrones de valencia (electrones del último nivel o capa), los cuales son situados alrededor del símbolo mediante puntos o aspas. Así, el símbolo de Lewis para el silicio que tiene la configuración [Ne] 3s23p2 es:


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Los símbolos de Lewis se escriben habitualmente para los elementos de los grupos principales y en raras ocasiones para los elementos de transición.

SÍMBOLOS DE LEWIS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Ejemplo 1: Escribe símbolos de Lewis para los siguientes elementos: N, P, As, Sb, Bi

Solución: Éstos son elementos del grupo VA

Sus átomos tienen todos cinco electrones de valencia (ns2np3).

Ejercicio 1: Escribe la estructura de Lewis para: Al, I, Se, Ar

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-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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2.1 Regla del octeto

Se dice que un átomo cumple con la regla del octeto cuando adquiere la configu-ración electrónica de un gas noble; esto quiere decir que en el último nivel ener-gético, ganando, perdiendo o compartiendo, adquiere 8 electrones de valencia.

2.2 Regla del dueto

Se da cuando un átomo como, por ejemplo, cuando el hidrógeno asociado a otro átomo de hidrógeno adquiere la configuración electrónica del Helio (2 electrones de valencia), en esas condiciones logra la estabilidad.

Ejemplo 2: Realice la escritura de Lewis para los siguientes compuestos: HCl, NH3, H2O y CO2. ¿Cumplen con la regla del octeto o dueto?

Ejercicio 2: Realice la escritura de Lewis para N2, SiO2, HCN, H2SO4. ¿Cumplen con la regla del octeto o del dueto?









----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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3 ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS

Otra manera de poder reconocer los tipos de enlace es realizando la diferencia de electronegatividades, representado por ΔE, para lo cual se utilizara los valores de electronegatividades de la siguiente tabla de Pauling.

ΔE Tipo de enlace

0 a 0.5 Enlace covalente apolar 0.5 a 1.7 Enlace covalente polar Mayor que 1.7 Enlace iónico

4 TIPOS DE ENLACES

4.1 Enlace iónico

Llamado también electrovalente, permite formar aquellos compuestos en cuya estructura existen metales y no metales y se forma por la transferencia de elec-trones debido a la diferencia elevada de electronegatividad de los elementos. En otras palabras, es una fuerza electrostática de atracción entre un catión y un anión. Por ejemplo, cuando se coloca un trozo de sodio metálico de color blanco plateado en un matraz que contiene cloro gaseoso de color amarillo verdoso, se produce una re-acción vigorosa y se forma un sólido blan-co estable. Se trata de un compuesto muy conocido: cloruro de sodio, que se emplea como sal de mesa y cuya reacción se expresa de la siguiente manera:

2 Na + Cl2 → 2 NaCl


82







Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar iones po-sitivos (cationes). Los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos (aniones). Cuando se transfieren electrones, se forman iones con un octeto completo de electrones.

Na - 1e –––––> Na+1 ––––––>catión

Cl + 1e –––––> Cl-1 ––––––>anión

Cuando el sodio metálico reacciona con el cloro gaseoso, un átomo de sodio transfiere un electrón de un átomo de cloro para formar un ion sodio y un ion cloruro. El cloruro de sodio que se forma es un compuesto iónico. El ion Na+ y el ion cloruro Cl- no solo tienen estructuras electrónicas estables como los gases nobles, sino que además tiene cargas opuestas. Los iones con cargas opuestas se atraen. Por ejemplo KCl, CaO, AgCl, NaOH, CuSO4, etc.

En los compuestos binarios, si la diferencia de electronegatividades (ΔEN) es mayor o igual a 1,7 el enlace es iónico (salvo algunas excepciones), así:

∆EN > 1,7

Propiedades de los compuestos de carácter iónicoSe debe advertir que hay características generales, por tanto hay excepciones en cada caso:• Son solubles en agua y en otros solventes polares. Al proceso se le denomina

solvatación iónica.• La mayoría forman cristales sólidos que no conducen la corriente eléctrica,

pero si son buenos conductores cuando están disueltos en agua o cuando están fundidos, en esas condiciones se produce disociación electrolítica y liberan sus iones (electrólitos) produciéndose de esta manera la conducción.

• En condiciones ambientales se encuentran en estado sólido, en forma de cristales.• Presentan puntos de fusión altos, entre 300ºC y 1000ºC.

4.2 Enlace covalenteEste tipo de enlace se da entre átomos no metálicos. Se produce cuando se compar-te uno, dos o tres pares de electrones entre átomos y por eso se les conoce como enlaces sencillos, dobles o triples respectivamente.

Durante la formación de un enlace covalente se puede imaginar a dos átomos que se acercan el uno al otro, entrelazándose sus nubes electrónicas u orbitales, de tal manera que no se pueden separar con facilidad. La molécula que se forma es más estable que los átomos individuales. El enlace covalente entre dos átomos de hidró-geno produce una molécula diatómica de hidrógeno.

Al par compartido de electrones de la molécula se le llama enlace covalente.

Tipos de enlace covalente:

a) Enlace covalente apolar (no polar)

El par de electrones del enlace es compartido equitativamente por átomos del mismo elemento, por lo tanto, con la misma electronegatividad, salvo algunas excepciones. Todos los no metales diatómicos tienen enlaces covalentes no po-lares; es decir, los pares de electrones se comparten equitativamente entre dos átomos del mismo elemento. Esta compartición de electrones no se limita a un solo par de ellos. Por ejemplo, para formar el nitrógeno molecular o diatómico (N2) cada átomo de nitrógeno comparte 3 pares de electrones y forman un enla-ce simple cumpliendo de esta manera la regla del octeto.

ΔEN =0 → 0.4









b) Enlace covalente polar

El átomo con mayor electronegatividad tiene mayor atracción por los electrones compartidos. La nube electrónica no está distribuida uniformemente entre los átomos, creándose polaridad (2 polos). Los signos δ+ y δ- (se leen delta más y delta menos).

Ejemplo 3: HCl, tenemos la forma H (δ+) - Cl (δ-)

Tanto el átomo de hidrógeno como el átomo de cloro necesitan un electrón para ser estables, de modo que se podría decir que llegan a un arreglo, compartiendo un par de electrones en un enlace covalente.

c) Enlace covalente coordinado o dativo

Los electrones que participan en el enlace son aportados por uno sólo de los átomos.

Ejemplo 4:

En el NH4 donde el

comparte sus tres electrones sueltos con cada H y el cuarto H está enlazado sólo con el par apareado del N, completando así la ley del octeto. Se suele representar por una flecha.

En conclusión:Diferencia de

electronegatividad Tipos de enlace

Menor o igual a 0.4 Covalente no polar De 0.5 a 1.7 Covalente polar Mayor de 1.7 Iónico

Ejemplo 5: De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los com-puestos NO, NaCl, PH3, As2O3, como enlaces covalente polar, covalente no polar o iónico (muy polares).

Solución: Para hallar la diferencia de electronegatividades se utiliza la tabla de Pau-ling y siempre se resta el elemento que posee mayor electronegatividad del elemen-to que posee menor electronegatividad.


84







Ejercicio 3: Utilizando la tabla de Pauling. Calcula la diferencia de electronegativi-dades entre cada uno de los compuestos siguientes, e indica el tipo de enlace que presentan: KCl, CCl4, PCl3 e I2.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Propiedades de los compuestos de carácter covalente• Se presentan en forma de sólidos, líquidos o gaseosos. Presentan punto de fu-

sión relativamente bajos.• Los compuestos polares como el HCl se disuelven en un disolvente polar como

el agua y los compuestos covalentes apolares como el CCl4 son insolubles en el agua, pero solubles en solventes apolares como la gasolina.

• Cuando están fundidos o en solución son malos conductores del calor y la elec-tricidad porque no logran disociarse, por lo tanto, no generan iones.

4.3 Enlace metálicoSe produce por la unión de los átomos de los metales y se denomina enlace metáli-co. Se da porque se forma una red cristalina de iones metálicos (+) mientras que los electrones de valencia débilmente sujetos se desplazan libremente como un fluido (flujo de electrones) por todo el metal.

El movimiento de estos electrones de valencia es similar al flujo de un líquido, este desplazamiento se produce a través de la red cristalina; por esta razón los metales son buenos conductores tanto del calor como de la electricidad, son tenaces, dúcti-les y maleables y presentan puntos de fusión y ebullición elevados. Una importante característica que distingue a los metales es que, en estado sólido, conducen la elec-tricidad, mientras que los sólidos con enlaces iónicos y covalentes no la conducen.

En el siguiente cuadro se presentan algunos compuestos, indicando los tipos de enlace que poseen y las propiedades características que son determinadas por su tipo de enlace.

¿Se puede experimentar con una sustancia determinada para conocer el tipo de enlace?

Desde luego que sí. Tanto las pruebas de conductividad como la solubilidad de las sustancias ofrecen importantes indicios respecto a sus características de enlace que se experimentarán en el laboratorio virtual.









Los siguientes ejemplos muestran lo señalado:

Metales

Si el material examinado es un sólido que conduce la electricidad, su apariencia es brillante, y es corroído por algún ácido es de esperar que se trate de un metal.

Compuestos iónicos

Si una pequeña cantidad de un material sólido se prueba disolviéndolo en agua, y si la solución resultante conduce la electricidad, es de esperar que el material sea una sustancia iónica. Toda sustancia que libera iones en solución acuosa (disuelta en agua)y, por tanto, conduce la electricidad recibe el nombre de electrólito. El agua pura, por sí sola, es tan mal conductor de la electricidad que no se clasifica como electrólito. Los compuestos iónicos se disuelven en agua pero no se disuelven en gasolina ni en otros productos derivados del petróleo.

Compuestos moleculares o covalentes

Si la sustancia sujeta a prueba funde a una temperatura baja y es un sólido que no conduce la electricidad, es de esperar que sea una sustancia molecular; es decir, que contenga moléculas con enlaces covalentes. Asimismo, una sustancia molecular no conduce una corriente eléctrica cuando está fundida o disuelta en un disolvente. Un buen ejemplo es el azúcar; su punto de fusión es bajo (83ºC) y no conduce la elec-tricidad cuando está fundida o disuelta en agua. Estas propiedades tienen que ver con el hecho de que la glucosa es una sustancia molecular con enlaces covalentes.

Líquidos covalentes polares y no polares

Los líquidos moleculares se clasifican en dos tipos: polares y no polares. Las molé-culas de agua son polares; la distribución electrónica de las moléculas de agua está desequilibrada. Otros líquidos polares son miscibles (solubles) en agua, en tanto que la mayor parte de los líquidos no polares son inmiscibles (no solubles) en agua. El aceite y el agua son inmiscibles; no son solubles el uno en el otro. Por tanto, el aceite debe ser no polar porque no se disuelve en el agua, que es polar.

Ejemplo 6: Se tiene un sólido cristalino de color azul, que no conduce la electrici-dad, se solubiliza en el agua y en estas condiciones es muy buen conductor. ¿Qué tipo de enlace posee la sustancia?

Solución: Si la sustancia es un sólido soluble en agua y en estas condiciones condu-ce la electricidad, el compuesto posee enlace iónico.

Ejercicio 4: Se analiza un sólido y se demuestra que conduce la electricidad, es de color blanco plateado y es corroído por el HCl. ¿Qué tipo de enlace presenta la sustancia?

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ACTIVIDAD N° 2:








LECTURA SELECCIONADAS: ¿El tercer elemento líquido?

Raymond Chang

De los 114 elementos conocidos, 11 son gases en condiciones atmosféricas. Seis pertenecen a los elementos del grupo 8 A(los gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) y los otros cinco son hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (02), flúor (F2) y cloro (Cl2). Curiosamente, sólo dos elementos son líquidos a 25°C: el mercurio (Hg) y el bromo (Br2).

No se sabe cuáles son las propiedades de todos los elementos conocidos porque algunos de ellos nunca se han preparado en cantidades suficientemente grandes para investigación. En tales casos se debe confiar en las tendencias periódicas para predecir sus propiedades. ¿Qué oportunidad existe, entonces, de descubrir un ter-cer elemento líquido?

Considere el francio (Fr), último miembro del grupo lA, para confirmar si po-dría ser un líquido a 25°C. Todos los isótopos del francio son radiactivos. El isótopo más estable es el francio-223, el cual posee una vida media de 21 minu-tos. (Vida media es el tiempo que tarda en desintegrarse la mitad de los núcleos de cualquier sustancia radiactiva.) Esta vida media tan corta significa que sólo podrían existir en la Tierra pequeñas huellas de francio. A pesar de que es factible preparar francio en el laboratorio, no se ha preparado o aislado una cantidad que pueda pesarse. Por esta razón es muy poco lo que se conoce acerca de las propiedades físicas y químicas del francio. Sin embargo, es posible utili-zar las tendencias periódicas para predecir algunas de sus propiedades. Tome como ejemplo el punto de fusión del francio. El gráfico indica cómo varían los puntos de fusión de los metales alcalinos con el número atómico. Del litio al sodio el punto de fusión disminuye 81.4°; del sodio al potasio, 34.6°; del potasio al rubidio, 24°; del rubidio al cesio 11°. Con base en esta tendencia, se predice que la disminución del cesio al francio será de unos 5°. Si es así, el punto de fusión del francio sería 23°C, lo que lo convertiría en un líquido en condiciones atmosféricas.







GLOSARIO

Afinidad electrónica: cantidad de energía que se absorbe cuando se forma un aniónAnión: ión con carga negativa

Anfótero: Capacidad de un elemento para comportarse como metal y como no metal.Ánodo: Electrodo positivo

Catión: ión con carga positiva.

Cátodo: Electrodo negativo

Conductividad: Es la capacidad que poseen algunas sustancias de permitir el flujo de corriente eléctrica.

Dipolo: Cuando la sustancia presenta enlaces covalentes con carga parcial + y carga parcial -

Electrodo positivo: ánodo









Electrodo negativo: cátodo

Electrólito: Es una sustancia que disuelta en agua o fundida se disocia en iones.

Electrones de valencia: Representados por los electrones del último nivel o capa.

Electronegatividad: Se refiere a la medición de la capacidad que tienen los átomos para atraer electrones.

Elementos de transición: Son metales del grupo B, cuya configuración alcanza el subnivel “d”.

Elementos de transición interna: Llamadas también tierras raras. Su configuración al-canza el subnivel “f”.

Elementos representativos: Son los que conforman el grupo A de la Tabla Periódica

Energía o potencial de ionización: Es la energía necesaria para arrancarle a un átomo su electrón y formar un catión.Enlace simple: Los no metales comparten un par de electrones.

Enlace doble: Los no metales comparten 2 pares de electrones

Enlace triple: Los no metales comparten 3 pares de electrones.

Enlace iónico: Atracción electrostática entre un anión y un catión, que se lleva a cabo entre un metal y no metal.

Enlace covalente no polar o apolar: Se da entre no metales de la misma especie, las cargas están repartidas equitativamente y no presentan polaridad.

Enlace covalente polar: Se da entre no metales diferentes, lo cual genera cierta polaridad.Enlace químico: Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos.

Ley periódica: Actualmente los elementos químicos se ordenan en estricto orden cre-ciente a su número atómico

Escritura de Lewis: Es la representación de los electrones de valencia de un elemento o un compuesto, mediante aspas o puntos.

Gases nobles: también llamados gases raros, se caracterizan por ser muy estables y pre-sentar inactividad química

Periodicidad: Significa que todos los elementos manifiestan variaciones periódicas re-gulares de acuerdo a su posición en la T.P.

Regla del octeto: Se cumple, cuando los elementos que forman un compuesto adquie-ren la configuración electrónica de un gas noble. No todos los compuestos cumplen esta regla.

Sustancia covalente: Es un compuesto donde predominan los enlaces covalentes.

Sustancia iónica: Es un compuesto donde predominan los enlaces iónicos

Sustancia electrolítica: Sustancia que disuelta o fundida contiene iones por lo tanto conduce la electricidad.


88













AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° III


1. La ley de las octavas fue propuesta por:

a) Dobereiner

b) Newlands

c) Dalton

d) Moseley

e) Mendeleiv

2. ¿Qué familias químicas no tienen correcto su nivel de valencia?

I. Gases nobles : ns2np8

II. Halógenos : ns2np5

III. Boroides : ns2np3

IV. Carbonoides : ns2np6

V. Alcalinotérreos ns2

a) II y V b) II y III c) I y III d) II y IV e) I,III y IV

3. Los electrones que determinan las propiedades químicas de los elementos se en-cuentran:

a) Cerca del núcleo

b) En el núcleo

c) En el nivel basal

d) En el último nivel de energía

e) En cualquier nivel

4. Ubicar en la tabla el

a) periodo 5, grupo VIA

b) periodo 5, grupo VA

c) periodo 6, grupo VIA

d) periodo 5, grupo IVA

e) periodo 5, grupo IA

5. No es característica general de los metales:

a) Poseen brillo característico.

b) Son buenos conductores del calor y la corriente eléctrica.

c) Se oxidan con facilidad, al perder electrones para formar cationes.

d) Presentan valores altos de potencial de ionización.

e) Presentan altos puntos de fusión y ebullición.

6. Señale la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones:

I. Carácter metálico: K>Na>Li

II. Carácter no metálico: F>Cl>Br

III. El valor máximo de electronegatividad le pertenece al francio.

IV. Elementos líquidos: Br y Hg

a) VVVV b) VVFF c) FVVF d) VVFV e) FVF









7. El elemento con descripción errada de sus características a condiciones ambientales es:

a) Mercurio, metal, líquido a condiciones ambientales.

b) Sodio, metal sólido gris, no se encuentra libre en la naturaleza.

c) Bromo, no metal gaseoso rojizo, no se encuentra libre en la naturaleza.

d) Iodo, no metal, sólido violeta, no se encuentra libre en la naturaleza.

e) Iridio, es un metal noble que proviene de un meteorito de muy poca abundancia en la naturaleza

8. ¿Qué proposiciones son correctas?

I. Elemento representativo: bloque “p”.

II. Grupo: fila horizontal

III. Alcalino térreo: ns2

IV. Metal: electropositivo

V. Metaloide: gas noble

VI. Orden de los elementos: creciente a su masa atómica

a) I y II

b) III y IV

c) II y IV

d) I, III y IV

e) Todas

9. La relación incorrecta es:

a) , elemento representativo

b) , metal representativo

c) , elemento representativo

d) , metal de transición

e) , metal de transición interna

10. Complete el siguiente concepto:

“………………………………….es la facilidad para perder electrones, es decir para…………………que presentan los átomos”

a) El carácter no metálico-reducirse

b) La electronegatividad-oxidarse

c) El carácter metálico-oxidarse

d) La electronegatividad-reducirse.

e) La electropositividad–reducirse

11. El enlace químico que se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro, se llama enlace:

a) Covalente dativo

b) Iónico o electrovalente

c) Puente hidrógeno

d) Covalente polar

e) Covalente apolar

12. Es un compuesto que permite que el agua conduzca la corriente eléctrica

a) C6H6 b) C2H5OH c) CuSO4

d) CH3OH e) H2O2

13. Qué tipo de enlace formarían los elementos 35X y 19W

a) Covalente b) Iónico c) Dativo d) a y b e) b y c


90







14. No es característica de los compuestos iónicos

a) Disueltos en agua conducen la corriente eléctrica.

b) A condiciones normales son en su mayoría sólidos.

c) Sus enlaces son de naturaleza eléctrica.

d) Se da por transferencia de electrones..

e) Son solubles en disolventes apolares como el benceno.

15. Señale el número de enlaces dativos en la estructura de H2SO3.

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

16. De los siguientes compuestos, predice al que tendrá mayor punto de fusión

a) H2O b) N2 c)HCl d)KI e)NH3

17. Mediante la escritura de Lewis. Determina al compuesto que no cumple con la regla del octeto:

a) HNO3 b)BH3 c)H3PO4 d)Cl2

e) CH3-COOH

18. La sustancia C es un sólido plateado brilloso que conduce la corriente eléctrica, pero no se puede fundir con un mechero Bunsen de laboratorio. La sustancia no se disuelve en agua ni en bencina, pero sí se corroe con un ácido. Indica si el enlace de la sustancia C.

a) Iónico

b) Covalente polar,

c) Covalente no polar

d) Metálico.

e) Covalente coordinado

19. La cera de vela funde a baja temperatura, pero no es conductora de la electricidad. La cera no se disuelve en agua, pero es parcialmente soluble si se deja en disolventes no polares como la gasolina ¿Qué tipo de enlaces están presentes en la cera de la vela?

a) Iónico

b) Covalente polar,

c) Covalente no polar

d) Metálico.

e) Covalente coordinado

20. Se tienen los siguientes elementos:Elemento A B C Configuración Electrónica

1s22s22p63s2 1s1 1s22s22p63s23p4

La relación correcta es:

a) A y B al combinarse forman enlace covalente apolar.

b) C y A al combinarse forman enlace iónico.

c) B y C al combinarse forman enlace covalente dativo.

d) La molécula C2 presenta enlace covalente coordinado.

e) En la molécula B2 se cumple la regla del octeto.















BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD III:




Chang Raymond. Química 2009-9ª Ediciòn. Editorial Mac Graw Hill


Torrenegra R—Pedrozo J. .Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de Colombia Ltda.















UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES









TEMA Nº 1: FUNCIONES QUÍMICAS

1. Conceptos generales

2. Función óxidos básicos

3. Función óxidos ácidos o

anhidridos

4. Función hidróxidos o bases

5. Función hidruros metálicos

6. Función hidruros no metálicos

7. Función ácidos

8. Función sales.

TEMA Nº 2. REACCIONES QUÍMICAS

1. Reacción química

2. Ecuación química

3. Clasificación de las reaccio-nes químicas

TEMA Nº 3: SOLUCIONES

1. Componentes de una solución

2. Proceso de disolución

3. Clasificación de las soluciones

4. Unidades de concentración

5. Preparación de soluciones por dilución

Lectura Seleccionada:

Desalinización. Raymond Chang

Autoevaluación de la Unidad IV

1. Construye ecuaciones quími-cas aplicando la ley de la con-servación de la materia.

2. Identifica, formula y nombra compuestos químicos de su entorno.

3. Reconoce la importancia de los compuestos en nuestra vida diaria y en la industria.

4. Describe los cambios quími-cos relacionando los factores que los determinan: clasifica-ción, representación esque-mática, cantidad de materia, balanceo e importancia del lenguaje químico.

5. Describe los componentes de una solución.

6. Determina la concentración de una solución

Actividades Dirigidas:


2. Realiza las actividades de la-boratorio y elabora el reporte correspondiente.

Laboratorio 1:

Funciones inorgánicas

Laboratorio 2:

Preparación de soluciones

Tarea Académica Nº 2:

Presenta un Informe acerca de las actividades dirigidas que co-rresponden a la Unidad IV.

Es responsable y puntual en el cumplimiento de sus obligaciones académicas, demostrando esfuerzo y perseverancia en el desa-rrollo de las actividades de la asignatura.


CONTENIDO

BIBLIOGRAFÍA

EJEMPLOS

AUTOEVALUACIÓN

ACTIVIDADES

94








TEMA N° 1: FUNCIONES INORGÁNICAS

Cuándo un metal o un no metal se combina con el oxígeno o hidrógeno, ¿qué tipo de función inor-gánica forman? ¿Cuál es la diferencia entre ácidos y bases? ¿Por qué a las sales se les denominan reacciones neutras?

Para responder estas interrogantes realizaremos una breve revisión de los conceptos que se necesitan para representar, formular, balancear y nombrar ecuaciones químicas:

1 CONCEPTOS GENERALES

1.1 Valencia

Es la capacidad de combinación que poseen los átomos de un elemento para for-mar un compuesto.

Ejemplo 1:

Valencia del sodio = +1

Valencia del cloro = -1

1.2 Estado de oxidación

Para elementos se debe tener en cuenta:

Es el número de electrones ganados o cedidos por un átomo para formar compues-tos y así alcanzar la configuración electrónica de un gas noble (ns2np6 ó ns2).

Por ejemplo la tabla nos muestra al:

Grupo IA: Na, Li, K, Cs, Rb y Fr

Configuración= ns1

Estado de oxidación:+1 (K+1)

Fuente: Química General - Cruz, Osuna & Ortiz (Universidad de Sinaloa)








Números de oxidación de los elementos más comunes en sus compuestos

Para compuestos debemos considerar:

E.O. (H) =+1 (hidruros no metálicos)

E.O. (H) = -1 (hidruros metálicos)

E.O. (O) = -1 (peróxidos)

E.O. (O) = -2 (en la mayoría de compuestos, por ejemplo: óxidos ácidos y básicos)

En todo compuesto la sumatoria de los estados de oxidación debe ser igual a 0:

En iones poliatómicos la sumatoria de los estados de oxidación debe ser igual a la carga del ión:

Ejemplo 2:

, la sumatoria de las cargas para el óxido férrico es cero.

, la sumatoria de las cargas del radical oxhidrilo es -1

1.3 Nomenclatura de compuestos inorgánicos

La nomenclatura se ocupa de nombrar de manera sistemática a las sustancias quí-micas y está estrechamente relacionada con su composición, estructura y clasifica-ción que se basan en un conjunto de reglas.

a) Nomenclatura clásica o antigua

Se utilizan sufijos y prefijos para poder nombrar:

PREFIJO SUFIJO

N° DE VALORES DE E.O.

1 2 3 4

HIPO - OSO

- OSO

- ICO

PER - ICO

*

*

*

*

*

*

*

*

*

*

Nota: El Per-ico, generalmente se utiliza para el estado de oxidación “7”

Por ejemplo, el cloro tiene 4 estados de oxidación positivos (+1, +3, +5, +7). Para nombrar a sus compuestos se utilizaran los prefijos y sufijos de menor a mayor estado de oxidación que se detallan en la tabla para 4 estados de oxidación. Por ejemplo, a Cl2O7, se le denomina anhídrido perclórico

Por su parte, el cobre solo tiene 2 estados de oxidación (+1, +2). Para nombrar a sus compuestos se utilizaran los sufijos de menor a mayor estado de oxidación que se detallan en la tabla para 2 estados de oxidación. Ejemplo: a Cu2O, se le denomina óxido cuproso

b) Nomenclatura Sistemática (IUPAC)

El comité de nomenclatura de química inorgánica de la Unión internacional de química pura y aplicada cuyas siglas en inglés son IUPAC, establece reglas para nombrar a los compuestos utilizando prefijos que se detallan a continuación.


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PREFIJO MONO DI TRI TETRA

PENTA HEXA HEPTA ……..

N° de átomos

1 2 3 4 5 6 7 ……..

Estos prefijos se utilizan para nombrar la cantidad de átomos que hay en la fórmula

Ejemplo 3:

CaO, tiene por nombre monóxido de calcio

CO2, tiene por nombre dióxido de carbono

c) Nomenclatura Stock

Esta nomenclatura es aplicable para aquellos elementos que tienen más de un estado de oxidación, si presentan un solo estado de oxidación es innecesario nombrarlos con esta nomenclatura.

Se nombra indicando la función inorgánica a la que pertenece el compuesto, seguido del número de oxidación en números romanos entre paréntesis.

Ejemplo 4:

Fe2O3, se le nombra como óxido de hierro (III)

CO, se le nombra como óxido de carbono (II)

Cuándo se observa una calamina corroída o un clavo expuesto al ambiente, po-demos notar un color naranja; recurriendo a nuestros conocimientos empíricos afirmamos que la calamina se oxidó. Este compuesto es nada menos que la herrum-bre (un óxido de hierro). A continuación trataremos este tipo de función química inorgánica.

2 FUNCIÓN ÓXIDOS BÁSICOS

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno.

Formulación:

, la sumatoria de cargas debe ser igual a cero

Ejemplo 5:

Se permutan los estados de oxidación

Ecuación química:

Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier.

Ejemplo 6:

Los estados de oxidación del hierro son (+2, +3), por lo que la ecuación química cuando se trabaja con su mayor valencia que es 3, será:

Nomenclatura:

Cuando el elemento solo tiene un estado de oxidación no presenta nomenclatura stock.









Ejemplo 7:

1) Na2O, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Oxido sódico u óxido de sodio

Nomenclatura IUPAC: Monóxido de disodio

2) Fe2O3, se nombra

Nomenclatura tradicional: Óxido férrico

Nomenclatura Stock: Óxido de hierro (III)

Nomenclatura IUPAC: Trióxido de difierro

Óxidos básicos Aplicaciones Gráfico

2Li O

El óxido del litio se utiliza en esmaltes de cerámica; y crea azul con cobre y colores de rosa con cobalto. El óxido del litio reacciona con agua y vapor, y debe ser aislado de ellos.

ZnO

Su principal uso es como astringente ya que cierra los poros de la piel protegiéndola contra los agentes externos que pueden incrementar las heridas o inflamaciones de la piel. También se usa como protector en diferentes trastornos cutáneos menores, como desodorante, en la fabricación de protectores solares y en productos para las picaduras de insectos.

2Cu O Se utiliza normalmente como pigmento, fungicida, y agente anti-incrustaciones de pinturas marinas.

CuO

Se utiliza como pigmento en cerámica para producir esmaltes azul, rojo y verde (y a veces gris, rosa o negro). También se utiliza ocasionalmente como suplemento dietético en animales con deficiencia de cobre.

PbO

Usado principalmente en la manufactura de estabilizadores de plomo (estearatos), cerámica, cristal de plomo, pinturas, esmaltes y tintas. Se usa también en una gran variedad de industrias como grasas y lubricantes, insecticidas, pigmentos inorgánicos, jabones de plomo, refinado de petróleo, gomas y PVC, etc.

Metal Estado

de oxidación

Ecuación química Formula- ción

Nomenclatura

Clásica Stock IUPAC

Li +1 2 24Li O 2Li O+ → 2Li O Óxido de litio Óxido lítico ------------- Monóxido

de dilitio

Zn +2 22Zn O 2ZnO+ → ZnO Óxido de zinc Óxido zínquico ------------- Monóxido

de zinc

Cu +1 2 24Cu O 2Cu O+ → 2Cu O Óxido cuproso Óxido de cobre (I)

Monóxido de dicobre

Cu +2 22Cu O 2CuO+ → CuO Óxido cúprico Óxido de cobre (II)

Monóxido de cobre

Pb +2 22Pb O 2PbO+ → PbO Óxido plumboso

Óxido de plomo(II)

Monóxido de plomo

Pb +4 2 2Pb O PbO+ → 2PbO Óxido plúmbico

Óxido de plomo (IV)

Dióxido de plomo


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Ejemplo 8: Formula, nombra y construye la ecuación química para fierro con esta-do de oxidación (+2).

Formulación: FeO

Nomenclatura

- Clásica: Óxido ferroso

- Stock: Óxido de hierro (II)

- IUPAC: Monóxido de hierro

Ecuación química balanceada:

Ejercicio 1: Formula, nombra y construye la ecuación química para el magnesio.

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3 FUNCIÓN ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno.

Formulación:

, la sumatoria de cargas debe ser igual a cero.

Ejemplo 9:

Se permutan los estados de oxidación.

Ecuación Química:


Ejemplo 10:

1) Cl (-1,+1,+3,+5, +7)

Se realiza la ecuación química con estado de oxidación +1

2) S (-2,+2,+4,+6)

Se realiza la ecuación con estado de oxidación +6

Nomenclatura:

Cl2O, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Anhídrido hipocloroso

Nomenclatura Stock: Óxido ce cloro (I)

Nomenclatura IUPAC: Monóxido de dicloro

SO3, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Anhídrido sulfúrico

Nomenclatura Stock: Óxido de azufre (VI)

Nomenclatura IUPAC: Trióxido de azufre









No metal

Estado de oxidación Ecuación química Formula-

ción Nomenclatura


Cl +5 2 2 2 52Cl 5O 2Cl O+ → 2 5Cl O Anhídrido clórico

Óxido de cloro (V)

Pentóxido de dicloro

Cl +7 2 2 2 72Cl 7O 2Cl O+ → 2 7Cl O Anhídrido perclórico

Óxido de cloro (VII)

Heptóxido de dicloro

C +2 22C O 2CO+ → CO Anhídrido carbonoso

Óxido de carbono (II)

Monóxido de carbono

C +4 2 22C 2O 2CO+ → 2CO Anhídrido carbónico

Óxido de carbono (IV)

Dióxido de carbono

N +3 2 2 2 32N 3O 2N O+ → 2 3N O Anhídrido nitroso

Óxido de nitrógeno (III)

Trióxido de dinitrógeno

N +5 2 2 2 52N 5O 2N O+ → 2 5N O Anhídrido nítrico

Óxido de nitrógeno(V)

Pentóxido de dinitrógeno

Óxidos ácidos Aplicaciones Gráfico

2 5Cl O , 2 7Cl O

A los óxidos de cloro en general se le utiliza como blanqueadores de la pasta o pulpa de papel, como antiséptico, como potabilizador de agua.

CO , 2CO

Se utiliza como combustible, agente reductor y en la síntesis del metanol. En la elaboración de bebidas carbonatadas y en los extinguidores de hielo seco.

2 3N O , 2 5N O

De manera general se utilizan en la manufactura de nitratos orgánicos e inorgánicos, que se utilizan en la industria de colorantes, en la elaboración de medicamentos para veterinaria, en joyería, en la industria del fotograbado, de explosivos y fertilizantes.

Ejemplo 11: Formula, nombra y construye la ecuación química para el fósforo con estado de oxidación (+5).

Formulación: 2 5P O

Nomenclatura:

- Clásica: Anhídrido fosfórico

- Stock: Óxido de fósforo (V)

- IUPAC: Pentóxido de difósforo


Ejercicio 2: Formula, nombra y construye la ecuación química para el bromo con estado de oxidación (+7).

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4 FUNCIÓN HIDRÓXIDOS O BASES

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. La formación de un hidróxido se evidencia en el laboratorio con reactivos orgánicos, por ejemplo, el papel de tornasol rojo vira a color azul y al agregar fe-nolftaleína a la base se torna de un color rojo grosella. Su rango de pH es de 8 a 14.

Formulación:


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Ejemplo 12:

Se permutan los estados de oxidación

En todo compuesto químico las cargas deben estar equilibradas.

Ecuación Química:


Ejemplo 13:

1) Mg (+2)

2) Fe (+2,+3)


, para balancear se comienza primero por el metal.

Nomenclatura:

Mg(OH)2, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Hidróxido de magnesio

Nomenclatura IUPAC: Dihidróxido de magnesio

Fe(OH)3, se nombra

Nomenclatura tradicional: Hidróxido férrico

Nomenclatura Stock: Hidróxido de fierro (III)

Nomenclatura IUPAC: Trihidróxido de fierro









Óxidos ácidos Aplicaciones Gráfico

2Ca(OH)Se utiliza en la nixtamalización del maíz. En mezclas utilizadas en la construcción para unir ladrillos y en el tratamiento de aguas.

3Al(OH) Juntamente con el Mg(OH)2, es utilizado como antiácido estomacal o laxante, antiflatulento.

( )Cu OH , ( )2Cu OH Es utilizado como fungicida, bactericida de amplio espectro de acción, en árboles frutales y vides.

2Fe(OH)

Se utilizan en la preparación de pinturas para proteger el hierro y la madera. En complejos de hierro para aquellas personas que presentan deficiencia de este mineral.

Na(OH)

Se utiliza en la industria de jabones, detergentes, desinfectantes, y desengrasantes. Es utilizado también en la industria farmacéutica y alimenticia.

Ejemplo 14: Formula, nombra y construye la ecuación química para el litio con estado de oxidación (+1).

Formulación: Li(OH)

Nomenclatura:

-Clásica: Hidróxido de litio

-IUPAC: Monohidróxido de litio


Ejercicio 3: Formula, nombra y construye la ecuación química para el níquel con estado de oxidación (+3).

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

5 FUNCIÓN HIDRUROS METÁLICOS

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal con hidróge-no, quien toma estado de oxidación -1.

Formulación:

, la sumatoria de las cargas debe ser cero.


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Ejemplo 15:


Ecuación Química:


Ejemplo 16:

1) Na (+1)

2) Ni (+2,+3)


Nomenclatura:

1) NaH, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Hidruro sódico

Nomenclatura IUPAC: Monohidruro de sodio

2) NiH2, se nombra

Nomenclatura tradicional: Hidruro niqueloso

Nomenclatura Stock: Hidruro de níquel (II)

Nomenclatura IUPAC: Dihidruro de níquel

No Metal

Estado de

oxidación Ecuación química Formula-

ción Nomenclatura


Ca +2 2 2Ca H CaH+ → 2CaH Hidruro cálcico -------------- Dihidruro de

calcio

Na +3 22Na H 2NaH+ → NaH Hidruro sódico -------------- Monohidruro de sodio

Li +1 22Li H 2LiH+ → LiH Hidruro de litio --------------- Monohidruro

de litio

Cu +1,+2 2 2Cu H CuH+ → 2CuH Hidruro cuproso

Hidruro de cobre(II)

Dihidruro de cobre

Ni +1,+3 2 3Ni H NiH+ → 3NiH Hidruro niquélico

Hidruro de Niquel (III)

Trihidruro de niquel

Hidruros Metálicos

Aplicaciones Gráfico

2CaH Se utiliza como agente desecante (eliminador de humedad) en disolventes orgánicos.

LiH Se utiliza como generador de hidrógeno, en

la fabricación de cerámica, como combustible para los cohetes, desecantes. Etc.

3NiH Se utiliza en baterías recargables que causan poca contaminación

Ejemplo 17: Formula, nombra y construye la ecuación química para el potasio con estado de oxidación (+1).

Formulación: KH









Nomenclatura:

-Clásica: Hidruro de potasio

-IUPAC: Monohidruro de potasio


Ejercicio 4: Formula, nombra y construye la ecuación química para el magnesio con estado de oxidación (+2).

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

6 FUNCIÓN HIDRUROS NO METÁLICOS

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un no metal con hi-drógeno, el cual toma estado de oxidación +1. Si el hidrógeno se combina con los grupos VIA y VIIA, se forman hidruros ácidos o ácidos hidrácidos. Y si se combina con el grupo IIIA, IVA y VA, se forman hidruros especiales. Es preciso mencionar que para esta clase de hidruros solo intervienen las valencias negativas del no metal, que se detallan a continuación.

GRUPO IIIA IVA VA VIA VIIA

ELEMENTOS B C, Si, Ge N, P, As, Sb S, Se, Te F, Cl, Br, I

VALENCIA -3 -4 -3 -2 -1

Hidruros especiales con los grupos IIIA, IVA, VA

Formulación:

, la sumatoria de las cargas debe ser igual a cero.

Ejemplo 18:


Ecuación Química:


Ejemplo 19:

1) As (-3)

2) Si (-4)

Nomenclatura:

3AsH , amoniaco

4SiH , silano

No metal Estado de oxidación Ecuación química Formulación Nomenclatura especial

N -3 2 2 3N 3H 2NH+ → 3NH Amoniaco

Sb -3 2 32Sb 3H 2SbH+ → 3SbH Estibina

P -3 2 32P 3H 2PH+ → 3PH Fosfina

C -4 2 4C 2H CH+ → 4CH Metano

B -3 2 32B 3H 2BH+ → 3BH borano


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Hidruros especiales Aplicaciones Gráfico

3NH Se utiliza en la industria de fertilizantes, fibras, plásticos y explosivos.

3PH Se utiliza como gas fumigante en frutos secos en procesos de cuarentena y en la industria de semiconductores.

4CH

Se utiliza como combustible, es componente principal del gas natural Se utiliza en la industria de alimentos, cerámica, textil, fundición de metales, generación eléctrica. etc.

7 FUNCIÓN ÁCIDOS

Los ácidos son de sabor agrio, algunos corroen a los metales. En este manual vere-mos los dos tipos: ácidos hidrácidos y ácidos oxácidos. En el laboratorio se evidencia su presencia cuando se expone el papel azul de tornasol al ácido, virando éste a color rojo mientras que cuando se le agrega un reactivo orgánico como el anaran-jado de metilo la sustancia ácida se torna de color rojo. Su rango de pH es de 0 a 6.

7.1 Función ácidos hidrácidos con los grupos VIA y VIIA

Son compuestos binarios gaseosos y su carácter ácido lo manifiestan cuando se di-suelven en agua, dando como resultado soluciones ácidas.

Formulación:


Ejemplo 20:


Ecuación Química:


Ejemplo 21:

1) I (-1)

2) Se (-2)

Nomenclatura:

HI, ácido yodhídrico

H2, ácido selenhídrico

No Metal Estado de oxidación Ecuación química Formulación Nomenclatura

Cl -1 2 2Cl H 2HCl+ → HCl Ácido clorhídrico

F -1 2 2 2 2F H F H+ → 2 2F H Ácido fluorhídrico

Br -1 2 2I H 2HI+ → HI Ácido yodhídrico

S -2 2 2S H H S+ → 2H S Ácido sulfhídrico

Se -2 2 2Se H H Se+ → 2H Se Ácido selenhídrico









Ácidos hidrácidos Aplicaciones Gráfico

HCl Se utiliza en la limpieza de metales y ladrillos y está presente en el ácido estomacal. Se usa para el mantenimiento de albercas y piscinas.

2 2F H

Es un ácido corrosivo y debe conservarse en recipientes de plástico o acero El fluoruro de hidrógeno ataca al vidrio, por lo que se utiliza en el grabado del mismo, en termómetros, cristalería y cerámica.

2H S

El Sulfuro de Hidrógeno se utiliza en las industrias químicas para la protección del hierro o el acero contra la corrosión salina, también se utiliza en la monitorización de emisiones ambientales, control de higiene industrial, y traza de impurezas en analizadores y como gas de balance en algunas mezclas de gases.

Ejercicio 5: Formula, nombra y construye la ecuación química para el teluro con estado de oxidación (-2).

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7.2 Función ácidos oxácidos

Son compuesto ternarios que resultan de la combinación de un anhídrido u óxido ácido con el agua.

Formulación:

Estado de oxidación impar :

Estado de oxidación par :

Excepción (B, P, As, Sb) :

Ejemplo 22:

1) Cl (+1,+3,+5,+7)

El cloro trabajara con estado de oxidación +1, por lo tanto se utilizara la primera regla:

Para x=+1

HClO

2) S (+2, +4, +6)

El azufre trabajara con estado de oxidación +2, por lo tanto se utilizara la segunda regla:

H2SO2

3) B (3)

El boro trabajara con estado de oxidación +3, es una excepción, por lo tanto se utilizara la tercera regla:

H3BO3


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Ecuación química:


Ejemplo 23:

1) Cl (+1)

2) S (+2)

3) B (+3)

Nomenclatura:

HClO , ácido hipocloroso

2 2H SO , ácido hiposulfuroso

3 3H BO , ácido bórico

No Metal Estado de oxidación Ecuación química Formulación Nomenclatura

N (+3,+5) 2 5 2 3N O H O 2HNO+ → 3HNO Ácido nítrico

Cl (+1,+3,+5,+7) 2 5 2 3Cl O H O 2HClO+ → 3HClO Ácido clórico

P (+3,+5) 2 3 2 3 3P O 3H O 2H PO+ → 3 3H PO Ácido fosforoso

S (+2,+4,+6) 3 2 2 4SO H O H SO+ → 2 4H SO Ácido sulfúrico

Ácidos oxácidos Aplicaciones Gráfico

3HNO

El ácido nítrico es un ácido fuerte que se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, lacas, fibras sintéticas, drogas, colorantes y además como agente oxidante.

3 3H PO Se utiliza como fungicida.

2 4H SO El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, pinturas, así como en la metalurgia.

Ejemplo 24: Formula, nombra y construye la ecuación química para el yodo con estado de oxidación (+7).

Formulación: 4HIO

Nomenclatura:

Ácido periódico


Ejercicio 6: Formula, nombra y construye la ecuación química para carbono con estado de oxidación (+4).

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8 FUNCIÓN SALES

Son compuestos iónicos y sólidos a temperatura ambiente, por lo general se di-suelven en agua y en esas condiciones se disocian en iones por lo tanto son buenos conductores de la electricidad. Son reacciones neutras que no presentan cambios en la coloración de indicadores orgánicos como el papel de tornasol, anaranjado de metilo y fenolftaleína.

Se obtiene por:

Neutralización: Acido + base → Sal + agua

Ejemplo 25: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Corrosión: Metal activo + ácido → Sal + hidrógeno

Ejemplo 26: Zn + HCl → ZnCl2 +H2

Según el tipo de ácido que los origina, las sales se clasifican principalmente en:

8.1 Sales oxisales

Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un ácido oxácido con una base.

Formulación:

La formulación se realiza utilizando radicales, que se obtienen de sus ácidos oxáci-dos. El estado de oxidación de los radicales que son iones negativos resultan de la cantidad de hidrógenos que posee el ácido Por ejemplo: HClO (ácido hipocloro-so), posee solo un hidrógeno, por lo tanto su radical será (ClO)-1.

Nombre del ácido Fórmula del ácido Radical Nombre del radical Ácido nítrico HNO3 (NO3)-1 Nitrato

Ácido sulfúrico H2SO4 (SO4)-2 Sulfato Ácido fosforoso H3PO3 (PO3)-3 Fosfito Ácido bromoso HBrO2 (BrO2)-1 Bromito Ácido perclórico HClO4 (ClO4)-1 Perclorato

M+, es el catión (metal)

(R)-x, es el anión (radical)

Ejemplo 27:


Ecuación química:


Ejemplo 28: Realizar la reacción química para la obtención del nitrato de plata:

Del nitrato se obtendrá el radical y de la plata obtendremos el hidróxido, finalmen-te la ecuación química se representa así:

El balance se realiza utilizando coeficientes. Se comienza el balance con metales y no metales y al final se completa con el hidrógeno y el oxígeno.


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Ejemplo 29: Realizar la ecuación química balanceada para la obtención del sulfato férrico

Nomenclatura:

Para nombrar una sal oxisal, se cambia la terminación del ácido ICO por ATO y OSO por ITO

AgNO3: Como el metal solo tiene estado de oxidación 1, se nombra:

Nomenclatura tradicional: nitrato de plata

2 4 3Fe (SO ) : Como el metal tiene estado de oxidación (2,3), se nombra:

Nomenclatura tradicional: Sulfato férrico

Nomenclatura Stock: Sulfato de hierro (III)

Catión Anión o radical Formulación Ecuación química Nomenclatura

2Cu+ ( ) 24SO − 4CuSO 2 4 2 4 2H SO Cu(OH) CuSO 2H O+ → +

Sulfato cúprico Sulfato de cobre (II)

1Na+ ( ) 1ClO − NaClO 2HClO Na(OH) NaClO H O+ → + Hipoclorito de sodio

2Ca+ 3

4(PO )− 3 4 2Ca (PO ) 3 4 2 3 4 2 22H PO 3Ca(OH) Ca (PO ) 6H O+ → + Fosfato de calcio

1K+ 13(NO )− 3KNO 3 3 2HNO KOH KNO H O+ → + Nitrato de

potasio

Hidruros Metálicos Aplicaciones Gráfico

4CuSO

Es utilizado como alguicidas, en concentrados alimenticios para animales, como mordientes textiles, cobreados, en la industria del cuero, como pigmentos, para conservar la madera.

NaClO Se utiliza como desinfectante y blanqueador.

3 4 2Ca (PO )

El fosfato de calcio se usa como un regulador de la acidez, y es utilizado como polvo para hornear. Es usado también en las pastas dentales para darle la característica de ‘pulidor' o ‘abrillantador' de los dientes. Es usado en la fabricación de cementos minerales.

3KNO Se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, cohetes, cerillos y en el tratamiento del tabaco.

Ejemplo 30: Formula, nombra y construye la ecuación química para el nitrato férrico.

Formulación:

3 3Fe(NO )

Nomenclatura:

-Clásica: Nitrato férrico

-Stock: Nitrato de hierro (III)

Ecuación balanceada:









Ejercicio 7: Formula, nombra y construye la ecuación química para el carbonito de calcio.

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8.2 Sales haloideas

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un ácido hidrácido con una base.

Formulación:

La formulación se realiza utilizando radicales, que se obtienen de sus ácidos hidrá-cidos. El estado de oxidación de los radicales que son iones negativos resultan de la cantidad de hidrógenos que posee el ácido Por ejemplo: H2S(ácido sulfhídrico), posee e átomos de hidrógeno por lo tanto su radical será S-2.

M+, es el catión (metal)

(R)-x, es el anión (radical)


Ejemplo 31: Realizar a reacción química para la obtención del sulfuro de calcio:

Del sulfuro se obtendrá el radical y del calcio obtendremos el hidróxido, finalmen-te la ecuación química se representa así:

Para balancear, se realiza con coeficientes. Se comienza el balance con metales y no metales al final se completa con el hidrógeno y oxígeno.

Ejemplo 32: Realizar la ecuación química balanceada para la obtención del yoduro cúprico

Nomenclatura:

Para nombrar una sal haloidea, se cambia la terminación del HÍDRICO del ácido por URO.

Ejemplo 33:

1) CaS, como el metal solo tiene estado de oxidación 2, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Sulfuro de calcio

2) CuI2, como el metal tiene 2 estados de oxidación (1,2), se nombra:

Nomenclatura tradicional: Yoduro cúprico

Nomenclatura Stock: Yoduro de cobre (II)

Nombre del ácido Fórmula del ácido Radical Nombre del radical

Ácido sulfhídrico H2S S-2 Sulfuro Ácido selenhídrico H2Se Se-2 Seleniuro Ácido telurhídrico H2Te Te-2 Telururo Ácido clorhídrico HCl Cl-1 Cloruro

Ácido bromhídrico HBr Br-1 Bromuro


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Catión Anión o radical Formulación Ecuación química Nomenclatura

2Fe+ 2S− FeS 2 2 2H S Fe(OH) FeS 2H O+ → + Sulfuro ferroso Sulfuro de hierro(II)

2Pb+ 1I− 2PbI 2 2 22HI Pb(OH) PbI 2H O+ → + Yoduro plumboso Yoduro de plomo (II)

1Na+ 1Cl− NaCl 2HCl NaOH NaCl H O+ → + Cloruro de sodio 1K+ 1F− KF 2HF KOH KF H O+ → + Fluoruro de potasio

Hidruros metálicos Aplicaciones Gráfico

FeS

Se le llama también pirita en el sector químico industrial, se le utiliza en la obtención de ácido sulfúrico, se puede aplicar también a los metales en la producción de aceros para mejorar la capacidad de corte de estos metales.

NaCl Se utiliza como sazonador y fusión del hielo

KF Se utiliza como insecticidas, en soldaduras, para evitar fermentaciones, en la formulación de insecticidas.

Ejemplo 35: Formula, nombra y construye la ecuación química para el cloruro cuproso.

Formulación:

CuCl

Nomenclatura:

-Clásica: Cloruro cuproso

-Stock: Cloruro de cobre (I)


Ejercicio 8: Formula, nombra y construye la ecuación química para el bromuro plumboso.

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ACTIVIDAD N° 1:


TEMA N° 2: REACCIONES QUÍMICAS

¿Qué representa una reacción química? ¿Qué es una ecuación química? ¿Cómo se clasifican las reacciones químicas?

Para responder estas interrogantes realizaremos una breve revisión de los concep-tos que se necesitan para entender las reacciones químicas.

1 REACCIÓN QUÍMICA

Las reacciones químicas son procesos o transformaciones en la estructura interna de la materia donde una o más sustancias iniciales llamadas reactivos o reactantes generan choques entre sí produciendo rupturas de enlaces químicos y dando lugar a la formación de nuevos enlaces químicos, por lo tanto, produciendo sustancias nuevas denominadas productos, con propiedades totalmente diferentes a los reac-tantes. Por ejemplo, tenemos la siguiente ecuación química:

El sodio y el cloro que se muestran en los reactantes son muy venenosos para el ser hu-mano, mientras que la asociación de los dos da origen a un saborizante muy necesario en la alimentación del ser humano que es el cloruro de sodio o sal común (NaCl)

2 ECUACIÓN QUÍMICA

Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química, donde se ubican a los reactantes a la izquierda de la flecha y productos a la derecha de la flecha que son representados mediante símbolos o fórmulas así como tam-bién algunas características de éstas sustancias como por ejemplo el estado físico, (s) cuando la sustancia se encuentra en estado sólido, (g) cuando la sustancia se encuentra en estado gaseoso, etc. La flecha nos indica cambio químico (se lee pro-duce o da origen) y los coeficientes se utilizan para balancear la ecuación.

En el siguiente cuadro se muestran algunas de éstas características:

Simbología Descripción

(g), ↑ gaseoso

(s) Sólido (ac) La sustancia está disuelta en agua

(pp), ↓ La reacción se decanta o precipita.

(cc) concentrado (dd) diluido (l) líquido .c e→ Reacción de electrólisis ∆→ Reacción de pirolisis

Na(s) + Cl2(g) → NaCl(s)


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3 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones se pueden clasificar dentro de las siguientes clases. Pero es necesario recalcar que no todas las ecuaciones se clasifican dentro de éstos tipos:

3.1 Reacciones de síntesis, adición o combinación

Son aquellas donde dos o más sustancias reactantes se combinan y se obtiene un solo producto. Su forma general se representa así:

Ejemplo 1:

Cuando el zinc se oxida produce una reacción de síntesis o combinación:

22Zn O 2ZnO+ →

3.2 Reacciones de descomposición

Son aquellas donde, a partir de una sola sustancia reactante, se obtienen dos o más productos. Su forma general se representa así:

AB → A+B

Ejemplo 2: Electrólisis del agua (cuando la electricidad provoca una reacción química)

: Electrólisis

: Pirólisis

Cuando el agua se descompone por electrólisis.

( ) ( )c.e

2 2 2(g)l g2H O 2H O→ +

3.3. Reacciones de desplazamiento o sustitución simple

Son aquellas donde un elemento de mayor reactividad desplaza a uno de menor reactividad de su respectivo compuesto. Su forma general se representa así:

Por ejemplo, si en los reactantes tenemos a los metales aluminio y sodio, el sodio desplazaría al aluminio por ser más reactivo.

Si en los reactantes tenemos a los no metales azufre y cloro, el cloro desplazaría al azufre por ser más reactivo.

Ejemplo 3:









Mg(s) + CuSO4(s) → MgSO4(s) + Cu(s)

3.4. Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis

3.4 Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis

Son aquellas donde se produce un intercambio atómico entre cationes, según su afinidad química. Su forma general se representa así:

Ejemplo 4:

Cuando el nitrato de plata reacciona con el ácido clorhídrico se produce un precipitado blanco de cloruro de plata, produciéndose una reacción de metátesis.

3(ac) (cc) 3(l)AgNO HCl AgCl HNO+ → ↓ +

3.5 Reacciones exotérmicas y endotérmicas

Como hemos visto en el primer capítulo del presente manual, una reacción exotér-mica es aquella que produce desprendimiento de energía mientras que una reac-ción endotérmica es aquella que absorbe energía para formar productos.

Ejemplo 5:

1) Reacciones exotérmicas:

2) Reacciones endotérmicas:

Reacción Exotérmica: El potasio reacciona violentamente con el agua y el hidrógeno desprendido se auto-enciende, produciendo gran cantidad de energía.

(s) 2 2K H O KOH H+ → + ↑

Reacción endotérmica: Cuando la sal común (NaCl), por la acción de la electricidad, logra descomponerse en sodio y cloro.

( ) ( )c.e

2(g)l l2NaCl 2Na Cl→ +

3.6 Reacciones de combustión completa e incompleta

Las reacciones de combustión son aquellas que se producen por la interacción de un combustible que generalmente es un compuesto orgánico, como el gas propano por ejemplo, y un comburente que es el oxígeno.


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Una combustión completa se produce cuando la cantidad de oxígeno es suficiente mientras que una combustión incompleta se produce cuando la cantidad de oxíge-no es insuficiente.

Ejemplo 6:

, combustión completa

, combustión incompleta

Combustión completa Combustión incompleta

3.7 Reacciones Redox

Se producen al combinarse sustancias que al hacerlo producen transferencia de electrones, provocando cambios de estados de oxidación de algunos elementos que participan en la reacción.

El significado de las reacciones REDOX, se resume en el cuadro siguiente:

La oxidación del hierro es un ejemplo de reacciones redox.

º º 3 2

22 3Fe O Fe O+ −

+ → Se observan los cambios de estado de oxidación que experimentan las sustancias.

REDOX RED (reducción) OX (oxidación)

Ganancia de electrones. Disminuye el estado de oxidación. Agente Oxidante.

Pérdida de electrones. Aumenta el estado de oxidación. Agente Reductor.

3.8 Balance de ecuaciones

Una ecuación química balanceada es el proceso que consiste en igualar el número de átomos de cada elemento químico de ambos lados de una ecuación química, cumpliendo de esta manera con la ley de la conservación de la masa de Lavoisier.

Este manual utilizará el método del tanteo para ecuaciones sencillas y el método re-dox aplicable a ecuaciones donde se evidencian cambios en el estado de oxidación.









a) Método del tanteo

Se debe balancear con coeficientes, sin cambiar la naturaleza de las fórmulas, priorizando a los metales y no metales y dejando para el final al hidrógeno y al oxígeno.

Ejemplo 7: Balancear la siguiente ecuación química:

Se balancea primero el Fe:

Luego se balancea el S:

Se balancea el H:

Y finalmente se verifica la cantidad de átomos de oxígeno.

b) Método Redox

Las reacciones oxido-reducción constituyen una parte importante del mundo que nos rodea, abarcan desde la combustión de los combustibles fósiles hasta la acción de agentes blanqueadores domésticos. La mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus menas por procesos de oxidación o reducción.

Las reacciones químicas oxido-reducción implican reordenamiento de las estruc-turas electrónicas de los elementos que forman parte de ellas, en particular de los electrones de valencia.

Con mucha frecuencia, dichos reordenamientos implican ganancia o pérdida de electrones. Por ejemplo, en la formación de cloruro de potasio (KCl), el potasio transfiere un electrón al cloro y el resultado es la formación de un catión potasio y un anión cloruro.

K – 1e –––––> K+ (oxidación)

Cl + 1e- –––––> Cl– (reducción)

Oxidación: se produce cuando un átomo pierde electrones

Reducción: se produce cuando un átomo gana electrones

Estos dos procesos, oxidación y reducción, ocurren al mismo tiempo de tal manera que el número de electrones ganados es igual al número de electrones perdidos. Por tanto, se requieren dos átomos de potasio para aportar dos electrones ganados por dos átomos de cloro de la molécula.

2K - 2e –––––> 2K+ Semi-reacción de Oxidación

Cl2 - 2e –––––> 2Cl- Semi-reacción de Reducción

––––––––––––––––––––

2K + Cl2 –––––> 2KCl

La ecuación final corresponde a la suma de las dos semi-reacciones, una de oxida-ción y otra de reducción, en las cuales el número de electrones ganados y perdidos se anulan por ser iguales.

Una reacción de transferencia de electrones es siempre la suma de una semi-reac-ción de oxidación (perdida de electrones) y otra de reducción (ganancia de elec-trones). Por eso, se llama REDOX.

Número de Oxidación

El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) se refiere al núme-ro de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si


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los electrones fueran transferidos completamente.

Las siguientes reglas ayudan en la asignación del número de oxidación de los ele-mentos:

1. En los elementos libres (esto es, en estado no combinado) cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Por ejemplo: H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, y S8.

2. Todos los metales alcalinos tienen número de oxidación +1 y todos los metales alcalinos térreos tienen un número de oxidación +2 en sus compuestos. El alu-minio siempre tiene un número de oxidación +3 en todos sus compuestos.

3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos (por ejem-plo, MgO y H2O) es –2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2), el número de oxidación del oxígeno es –1.

4. Los halógenos tienen números de oxidación positivos o negativos (-1), depen-diendo de los compuestos que formen.

5. El hidrógeno casi siempre trabaja con un estado de oxidación igual a +1, a no ser que se trate de hidruros metálicos donde el hidrógeno trabaja con estado de oxidación -1.

6. En toda fórmula química, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. Por ejemplo: H2SO4, ∑cargas=2×1+6+4×-2=+8-8=0

7. En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus ele-mentos debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio (NH4)

+1, el número de oxidación del nitrógeno es –3 y el hidrógeno es +1. Así, la suma de los números de oxidación es –3 +4(+1) = +1 que es igual a la carga neta del ión.

Reglas para balancear por el método Redox

1. Se determinan los estados de oxidación para cada uno de los elementos.

2. Se determinan los elementos que se reducen y oxidan (semi-reacciones).

3. El balance consiste en que el número de electrones ganados sea igual al número de electrones perdidos, para lo cual se multiplican por factores adecuados.

4. Los coeficientes determinados se reemplazan en la ecuación química. Si es nece-sario se termina de balancear por el método del tanteo, dejando para el final al oxígeno y al hidrógeno.

Ejemplo 8: Balancear la siguiente ecuación por el método Redox.

{1 2 1 5 2 1 2 0 2 2

2 3 2A.R. A.O.

H S HNO H O S NO+ − + + − + − + −

+ → + +14243

(2) 5 2

N 3e N+ +

+ → Reducción

(3) 2 0S 2e S−

− → Oxidación

5 2

2N 6e 2N+ +

+ →

2 0

3S 6e 3S−

− → ____________________

5 2 2 0

2N 3S 2N 3S+ − +

+ → +

Gana 3e- (se reduce) Pierde 2e- (se oxida)

3H2S + 2HNO3 –––> 4H2O + 3S +2NO

Ejemplo 9: Señale una reacción que no es de simple desplazamiento:

A)

B)

C)

D)

E)

Respuesta: C









Ejemplo 10: Balancear por Redox la siguiente ecuación y determinar la sumatoria de los coeficientes.

Solución:

{0 1 5 2 2 2 2 1 2

123 3 2

A.R. A.O

Cu HNO Cu(NO ) NO H O+ + − + + − + −

−+ → + +14243

(2) 5 2

N 3e N+ +

+ → Reducción

(3) 0 2

Cu 2e Cu+

− → Oxidación

5 2

2N 6e 2N+ +

+ →

0 2

3Cu 6e 3Cu+

− → ____________________

5 0 2 2

2N 3Cu 2N 3Cu+ + +

+ → + Se completa balanceando por tanteo:

Pierde 2e- (se oxida)

3 3 2 23Cu 8HNO 3Cu(NO ) 2NO 4H O+ → + +

Gana 3e- (se reduce)

Respuesta: La sumatoria de los coeficientes será: 20

Ejercicio 1: Luego de balancear la siguiente ecuación por el método Redox, hallar la suma de los coeficientes del agente oxidante y reductor.

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TEMA 3: SOLUCIONES

¿Qué es una solución? ¿Cuáles son los componentes de una solución? ¿Una solución es una mezcla homogénea?

Para responder estas interrogantes realizaremos una breve revisión de los concep-tos que se necesitan para entender las soluciones.

La gran mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo no entre sólidos, lí-quidos o gases puros, sino entre iones y moléculas disueltos en agua o en otros solventes. El aire que respiramos por ejemplo, es una mezcla homogénea formada por nitrógeno, oxígeno, argón y otros gases. Otro ejemplo son las amalgamas (me-tal asociado con el mercurio) y las aleaciones que están formadas por dos o más elementos o compuestos, como por ejemplo el acero (Fe y C), bronce (Cu y Sn), o alcohol etílico disuelto en agua. Como podemos ver, la mayoría de sustancias que nos rodean no son usadas en su estado de alta pureza, sino en forma de mezclas homogéneas o soluciones.

Una solución es una mezcla de dos o más sustancias puras en proporciones varia-bles, donde los componentes de encuentran dispersados en forma uniforme en la mezcla, de manera que las propiedades, composición, estado físico y características son las mismas en cualquier proporción de la mezcla. Por ejemplo, obtenemos una


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solución cuando se disuelve una cucharada de azúcar en un vaso con agua.

Soluciones sólidas

Bronce( Sn y Cu)

Soluciones gaseosas

Aire( N, O,Ar,H)

Soluciones líquidas

(Disolución de sal y agua)

1 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN

Los componentes de una solución son:

a) Soluto: Es la sustancia que se encuentra en menor proporción y se dispersa en el solvente. Por lo tanto determina las propiedades químicas de la solución. Por ejemplo, cuando se disuelve una cucharada de sal en un vaso de agua, el soluto vine a ser la sal y la solución se torna salada.

b) Solvente o disolvente: Es la sustancia que se encuentra en mayor proporción, actúa como medio dispersante; en otras palabras, es el medio donde el soluto se encuentra dispersado. El solvente determina el estado físico de la solución. En el ejemplo anterior el agua es el solvente.

Al agua es el solvente más conocido, por eso se le llama disolvente universal. Como ya hemos visto en capítulos anteriores, existe una regla práctica que dice que lo pa-recido disuelve a lo parecido. Según esto, el agua siendo polar tendrá la capacidad de disolver sustancias polares, mientras que las sustancias apolares como el aceite serán insolubles en el agua pero solubles en bencina que es de naturaleza apolar.

En este gráfico se muestra al soluto en la cuchara y al solvente en el vaso de precipitados, juntos formaran una solución (mezcla homogénea).

2 PROCESO DE DISOLUCIÓN

Para formar una solución, las interacciones que existen entre las partículas del solu-to se rompen, y ocurre lo mismo con las interacciones existentes entre las partículas del solvente, produciéndose de esta manera interacciones intensas entre las partí-culas del soluto y el solvente.

Ejemplo 1: Proceso de disolución de la sal en un vaso de agua.

Los iones Na+ y Cl-, son los que se encuentran rodeados por una cantidad de molé-culas de agua es decir se encuentran solvatados.

En los sólidos y líquidos la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura, mien-tras que en los gases al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye.









3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Las soluciones se clasifican por la cantidad de soluto disuelto en un solvente, así tenemos:

3.1 Solución diluida

Es una solución que contiene una cantidad pequeña de soluto.

3.2 Solución concentrada

Es una solución que contiene gran cantidad de soluto.

3.3 Solución saturada

Es una solución donde el soluto se encuentra en su máxima proporción.

3.4 Solución sobresaturada

Es una solución que contiene mayor cantidad de soluto que una solución saturada.

4 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

La concentración de una solución se determina por la cantidad de soluto que se encuentra disuelto en una cantidad específica de un solvente. Estas unidades pue-den ser físicas o químicas.

4.1 Unidades físicas

-Porcentaje en masa : Es la cantidad en gramos del soluto disuelto en determina-do volumen de solución expresado en ml. (Nota: debemos recordar que el volu-men de la solución es igual al volumen del soluto más el volumen del solvente).

Donde: msto=masa del soluto, Vsol=volumen de la solución.

-Porcentaje en volumen: Es la cantidad de ml de soluto disuelto en determinado volumen de solución expresado en ml.

Donde: Vsto=volumen del soluto, Vsol=volumen de la solución.

Ejemplo 2: Se agregan 10 g de soluto para preparar 500 ml de solución. Indicar el porcentaje en masa.

Datos:

Msto = 10 g

Vsolución = 500 ml

Aplicando la fórmula:

Se lee: solución preparada al 2%

Ejercicio 1: ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 250 ml de una solución al 5%?

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 4.2 UNIDADES QUÍMICAS

-Molaridad: Es la cantidad del número de moles del soluto disuelto en un litro de solución.


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Recordatorio AnotacionesDonde: el número de moles del soluto es igual al cociente de la masa

en gramos del soluto y el peso molecular del soluto.

Vsol=volumen de la solución expresado en litros.

Ejemplo 3: ¿Cuál es la concentración molar de una solución que se preparó con 12.5 g de NaCl y se aforó hasta completar 2 litros.

Solución: El termino aforar significa enrazar. En el problema se debe alcanzar una cantidad máxima de 2 litros.

Datos:

Mg(sto)= 12.5 g

PM NaCl (peso molecular del cloruro de sodio)= 23+35.5 = 58.5

Vsol= 2l


Tenemos:

, se dice que es una solución al 0.107 molar.

Ejercicio 2: ¿Cuál será la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 15 g de acetato de sodio (CH3-COONa) y se afora a 250 ml.

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5 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR DILUCIÓN

Cuando se tiene una solución de concentración conocida se puede preparar otra solución con una concentración menor a la original. La ecuación general de las diluciones se representa así:

Donde el producto del volumen por la concentración antes de la dilución es igual al producto del volumen por la concentración después de la dilución.

Ejemplo 4: El vinagre se prepara agregando ácido acético y formando una solución acuosa al 5% y es utilizado como condimento en la cocina. ¿Cuántos mililitros de vinagre se necesitaran para preparar 25 ml de solución acuosa al 0.5%?

Datos:

V1 = ?

C1 = 5%

V2 = 25 ml

C2 = 0.5%










Es decir que a 2.5 ml de vinagre se le debe agregar agua hasta un volumen máximo de 25 ml.

Ejercicio 3: Se evapora 150 ml de solución de K2SO4 al 0,188 M hasta que el volumen de la solución alcance los 105 ml. ¿Cuál es la molaridad de la solución evaporada?

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ACTIVIDAD N° 2:








LECTURA SELECCIONADAS: Desalinización Raymond Chang

Durante siglos, los científicos han buscado formas de separar las sales del agua de mar, proceso denominado desalinización, para aumentar el suministro de agua potable. El océano es una disolución acuosa extremadamente compleja y abundante.

Hay alrededor de 1.5 X 1021 L de agua en los océanos, de la cual 3.5% (en masa) es material disuelto. La tabla que se presenta en esta sección enumera la concentración de siete sustancias que juntas comprenden más de 99% de los constituyentes disueltos en el agua de mar. En una era en que los astronautas han pisado la superficie lunar y se han realizado avances espectaculares en la ciencia y la medicina, la desalinización pue-de parecer un objetivo demasiado simple. Sin embargo la tecnología para llevar a cabo este proceso es muy costosa. Resulta interesante la paradoja de que en nuestra sociedad tecnológica, lograr algo tan simple como la desalinización a un costo socialmente acep-table sea muchas veces tan difícil como alcanzar algo tan complejo como enviar a un astronauta a la Luna.

Composición del agua de marIones g/kg de agua de mar

Cloruro (Cl-1) Sodio (Na+1)

Sulfato (SO4)-2

Magnesio (Mg+2

Calcio (Ca+2) Potasio (K+2)

Bicarbonato (HCO3)-1

19.35 10.76 2.71 1.29 0.41 0.39 0.14

Destilación

El método más antiguo de desalinización. La destilación, produce más de 90% de aproximadamente 500 millones de galones de la capacidad diaria de los sistemas de desalinización que están actualmente en operación alrededor del mundo. El proceso implica la vaporización del agua de mar y después la condensación del vapor de agua pura. La mayor parte de los sistemas de destilación utilizan energía calorífica para llevar este procedimiento a cabo.


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Los intentos para reducir el costo de la destilación incluyen el uso de la radiación solar como fuente de energía. Este método es atractivo debido a que la luz solar normalmen-te es más intensa en tierras áridas, donde la necesidad de agua es mayor. Sin embargo, a pesar de las intensas investigaciones y de los esfuerzos de desarrollo, existen varios problemas de ingeniería, y los “alambiques solares” aún no operan a gran escala.

Congelación

La desalinización mediante congelación ha estado también en desarrollo durante varios años, pero aún no se ha vuelto comercialmente factible. Este método se fundamenta en que cuando una disolución acuosa (en este caso, el agua de mar) se congela, el sólido que se separa de la disolución es agua casi pura. Así, los cristales de hielo que se forman a partir del congelamiento del agua de mar en las plantas desalinizadoras se pueden lavar y derretir para producir agua potable. La principal ventaja del congelamiento es su bajo consumo de energía, comparado con la destilación.

El calor de vaporización de agua es 40.79 kJ/mol, en tanto que el de la fusión es sólo de 6.01 kJ/mol. Algunos científicos incluso han sugerido que una solución parcial para la escasez de agua en California sería remolcar icebergs desde el Ártico hacia la costa oes-te. La principal desventaja del congelamiento se relaciona con el lento crecimiento de los cristales de hielo y con su lavado para eliminar los depósitos salinos de los cristales.

Ósmosis inversa

Tanto la destilación como la congelación implican cambios de fases que requieren ener-gía considerable. Por otro lado, la desalinización mediante ósmosis inversa no implica un cambio de fases y es económicamente más conveniente. La ósmosis inversa utiliza presión alta para forzar el paso del agua de una disolución más concentrada a una menos concentrada a través de una membrana semi permeable. La presión osmótica del agua de mar es aproximadamente de 30 atm, ésta es la presión que debe aplicarse a la disolución salina con el fin de detener el flujo de agua de izquierda a derecha. Si la presión en la disolución salina se incrementa más allá de 30 atm, el flujo osmótico se invierte, y lo que sucede es que el agua de la disolución pasa a través de la membrana al compartimiento izquierdo. La desalinización mediante ósmosis inversa se considera más económica que la destilación y evita las dificultades técnicas asociadas al congela-miento. La principal desventaja de este método es el desarrollo de una membrana que









sea permeable al agua pero no a otras sustancias disueltas y que pueda utilizarse a gran escala durante periodos prolongados en condiciones de alta presión. Una vez resuelto este problema y que los signos presentes sean alentadores, la ósmosis inversa se podrá convertir en una técnica de desalinización importante.







GLOSARIO

Acido ternario: Compuesto formado por tres elementos: hidrógeno, oxígeno y un no metal.

Acido binario: Compuesto formado por dos elementos: hidrógeno y un no metal.

Agente oxidante: Sustancia que oxida a otra sustancia y se reduce.

Agente reductor: Sustancia que reduce a otra sustancia y se oxida.

Álcali: Sustancia que presenta propiedades básicas.

Disociación: Proceso en cual cuando la sustancia se encuentra en medio acuoso se se-para en sus iones.

Disolvente: Solvente, es el componente de una solución que mantiene su estado físico.

Hidruros: Compuestos binarios que pueden ser metálicos o no metálicos.

Peso molecular (PM): Es la sumatoria de todas las masas atómicas de un determinado compuesto.

Molaridad: Moles de soluto por litro de solución.

Neutralización: Se origina cuando reacciona un ácido con una base produciéndose una sal.

Óxidos: Compuestos binarios que pueden ser metálicos o no metálicos.


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Oxidación: Corresponde a una pérdida de electrones.

Reducción: Corresponde a una ganancia de electrones.

Reacción química: Proceso por el cual se produce un cambio químico, dando lugar a la formación de sustancias nuevas.

Solubilidad: Es la medida de la cantidad de soluto que se disuelve en determinada can-tidad de solvente.

Solución acuosa: Es una solución que se obtiene disolviendo un soluto en agua.

Solución concentrada: Solución que contiene gran porcentaje de soluto.

Solución diluida: Solución que contiene una mínima cantidad de soluto.

Solución sobresaturada: Solución que contiene exceso de soluto.

Semirreacción: Porción de oxidación o reducción de una reacción Redox.







AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° IV


1. Compuesto más utilizado en el hogar y en nuestra vida cotidiana como saborizante.

a) Cloruro de sodio

b) Sulfato de sodio

c) Hidróxido de sodio

d) Carbonato de sodio

e) Nitrato de sodio

2. El óxido de aluminio se utiliza en la fabricación de refractarios, cerámica, abrasivos, etc. ¿Cuál es la fórmula de este óxido?

a) AlO

b) AlO2

c) Al2O3

d) Al3O2

e) Al2O5

3. El nombre correcto del anión (SO4)-2, es:

a) hiposulfito

b) sulfito

c) sulfato

d) persulfato

e) hiposulfato

4. El fosfato de calcio se encuentra en la composición de los huesos, ¿cuál es la fórmula de dicho compuesto?

a) CaPO4

b) CaPO3









c) Ca3PO4

d) Ca2PO3

e) Ca3(PO4)2

5. El hidróxido de sodio es muy utilizado en la vida diaria, como ingrediente principal de los desengrasantes y en la industria de jabones ¿Identifica su ecuación de síntesis?

a)

b)

c)

d)

e)

6. El anhídrido sulfúrico es un gas tóxico y uno de los causantes de la lluvia ácida, ¿cuál de las siguientes fórmulas corresponde a dicho compuesto?

a) HSO

b) SO2

c) H2SO3

d) SO3

e) H2SO4

7. El H2SO4 es un compuesto muy utilizado en las baterías de automóvil, ¿cuál es el nombre de este compuesto?

a) Acido hiposulfuroso

b) Anhídrido sulfuroso

c) Ácido sulfúrico

d) Anhídrido sulfúrico

e) Ácido sulfhídrico

8. La cal viva es un compuesto muy utilizado en la construcción, en la preparación de frutas de conserva y en la nixtamalización del maíz. ¿Cuál es la ecuación que corres-ponde a la formación de dicho compuesto?

a)

b)

c)

d)

e)

9. Con respecto a las reacciones químicas indica la afirmación incorrecta

a) La reacción por descomposición por acción del calor se llama pirolisis.

b).En una reacción de combustión completa se genera CO2 y H2O, además es en-dotérmica.

c).Si la reacción es exotérmica, libera energía

d) Una reacción se origina debido a la ruptura y formación de nuevos enlaces químicos.

e) Sí la entalpía de una reacción química es positiva, nos indica que es endotérmica.

10. Determine los coeficientes del oxidante y el reductor respectivamente, al balancear la siguiente ecuación química:

NH3 + O2 → NO + H2O

a) 4, 5

b) 8,10

c) 10,8

d) 5, 4

e) 4,6


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11. Es una característica de los agentes oxidantes:

a) Necesariamente contienen oxígeno en su estructura

b) Pierden electrones

c) Se oxidan

d) Provocan oxidación en otras especies

e) Ganan electrones

12. Represente las ecuaciones balanceadas correspondientes a las siguientes reacciones.

a) Descomposición térmica del carbonato magnésico

b) Neutralización del hidróxido de aluminio con ácido fosfórico

c) Precipitación del cloruro de plata a partir del nitrato de plata

d) Síntesis del hidróxido de magnesio

e) Corrosión del zinc con el ácido clorhídrico

13. Asigne números de oxidación a todos los elementos en los siguientes compuestos.

a) 2Li O

b) 3 4H PO

c)

d)

e)

14. Balancear las siguientes ecuaciones químicas por tanteo. Indicar los coeficientes:

a) Cr + 02 → Cr2O3

b) SO2:+O2 → SO3

c) NaOH + CO2 → Na2C03 + H2O

d) Al2(SO4)3 + NaOH → Al(OH)3 + Na2SO4

e) Fe2(SO4)3 + NaOH → Fe(OH)3 + Na2SO4

15. Cuando se calienta piedra caliza, que es CaCO3 impuro, a 950°C se produce óxido de calcio, llamado cal viva, la cual tiene muchos usos, entre ellos la producción de cemento y el control de la contaminación. La ecuación es: CaC03 (s) → CaO (s) + C02 (g). Clasifica esta reacción.

a) De síntesis.

b) De simple desplazamiento

c) De descomposición

d) De combustión

e) De metátesis

16. La gasolina contiene octano, C8H18. Realiza la sumatoria de los coeficientes de la ecuación balanceada.

a) 57

b) 58

c) 60

d) 61

e) 62

17. Luego de balancear por Redox, realice la suma de coeficientes de los compuestos que contienen al carbono.

a) 4

b) 5

c) 6

d) 7

e) 8









18. Determinar el número de moles que hay en 2 litros de solución de H2SO4 con una concentración al 2M.

a) 2

b) 1

c) 4

d) 16

e) 32

19. Hallar la masa del soluto de una 3000 cc de una solución acuosa de CaO con una concentración al 7M.

a) 14000

b) 1176 g

c) 1400 g

d) 118 g

e) 140 g

20. Si un vino es etanol al 12.0% (v/v), ¿cuántos mililitros de etanol hay en una jarra de medio litro?

a) 0.6

b) 6

c) 60

d) 600

e) 6000







BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD IV:




Chang Raymond. Química 2009-9ª Edición. Editorial Mac Graw Hill


Torrenegra R—Pedrozo J. Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de Colombia Ltda.


128







ANEXO

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD I

1. D

2. A

3. C

4. B

5. D

6. E

7. B

8. C

9. B

10. D

11. E

12. E

13. C

14. B

15. A

Datos:

m =? libras

c = 3×108m/s2

E = 4.8×1025 joule (kg×m2/s2)

Resolución:

Despejando m de la fórmula E = mc2, m = E/c2

16. D

Datos:

Altura inicial= 50 cm

Altura final = 58 cm

M= 80 g

Resolución:

ANEXO








17. C

Datos:

r = 1.72 cm

h = 3.25 cm

m = 40.51 g

Conversión:

18. A

19. E

10. En una mezcla homogénea no se pueden visualizar los componentes que la forman por ejemplo el aire que es una mezcla de gases (oxígeno, hidrógeno, vapor de agua, anhídrido carbónico, etc.), agua azucarada, agua de caño, etc., mientras que en una mezcla heterogénea si se pueden visualizar los componen-tes como en el jugo de papaya, yogurt, agua turbia, etc.

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD II

1. c

2. a

3. d

Se sabe que: A = Z + n, despejando n=A-z

Reemplazando:

6x – x = 35

x = 7

A = 6x = 42

Z = x = 7

4. a

Reemplazando

5. d

6. e

7. c

Convirtiendo:

8. d

Z = 36

Diamagnético

ANEXO

130







8. c

9. d

10. b

11. d

12. d

13. e

14. b

15. c

16. c

17. d

18. a

Datos:

Solución:

Notación científica: f = 4.615 × 1014 Hz

20. e

Datos:

Solución:

E = 13.26×10-12 ergios

Notación científica: E = 1.326×10-11 ergios

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD III

1. b

Las octavas de Newlands, agrupo a los elementos de 7 en 7 de manera que el octavo elemento presentaba propiedades químicas parecidas al primer elemento.

2. e

3. d

4. d

Se configura el elemento:

El elemento pertenece al periodo 5 y grupo IVA

5. d

Los metales presentan energía de ionización relativamente bajas es por eso que pierden electrones fácilmente y forman cationes.

6. d

7. c

El bromo es un no metal líquido de color rojo que pertenece al grupo VIIA (Ha-lógeno).

8. d

9. e

10. c

11. b

ANEXO








12. c

El sulfato de cobre (CuSO4) es una sal oxisal de color azul, se disuelve fácilmente en agua y libera sus iones ( ), a quienes se les llama electrólitos y son res-ponsables de la conducción.

13. b

Se realiza la configuración electrónica de los elementos X y W

El elemento X pertenece al grupo VIIA y el elemento W pertenece al grupo IA, por lo tanto forman un enlace iónico.

14. e

15. a

16. d

17. b

18. d

19. c

20. b

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD IV

1. a

2. c

3. c

4. e

5. b

6. e

7. c

8. b

9. b

10. d

11. e

12.

ANEXO

132







13.

14. a) 4-3, 2 b) 2-1, 2 c)2-1, 1-1 d)1-6, 2-3 e) 1-6, 2-3

15. c

16.

17. a

18. c

19. b

20. c

a0409 Quimica General

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