El método científico. La medida

A veces el trabajo de un investigador puede tener origen en una teoría y por deducción proyectar determinadas experiencias para comprobar una hipótesis; también puede partir de un estudio bibliográfico sobre trabajos científicos y de esta forma conseguir ideas que ayuden en la labor de investigación.

Actividades

1. Relaciona mediante flechas:

2. Ordena las etapas que siguen en una investigación científica:

- Análisis de resultados - Experimentación - Enunciado de leyes y Teorías. - Observación - Publicación de resultados - Planteamiento de hipótesis

3. Colgando sucesivas masas de un muelle se obtienen los datos de la tabla:

Aplica las etapas del método científico al ejemplo dado y explícalas. Representa gráficamente la relación entre la masa y el alargamiento del muelle.

- ¿qué tipo de relación hay entre estas magnitudes?

- Propón una ecuación que relacione el alargamiento y la masa.

- ¿cuánto se alargaría el muelle al colgar del extremo libre una masa de 50 g?

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4. En la tabla se recogen los datos medidos cada 2 segundos para la velocidad de una moto que parte del reposo:

a) Realiza la gráfica y escribe la ecuación que la representa.

b) Determina la velocidad de la moto a los 15 s.

MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y DERIVADAS

Estudiar un fenómeno significa dos cosas: reconocer qué magnitudes intervienen en él y determinar cómo están relacionadas entre sí. Entendemos por MAGNITUD, cualquier característica de los cuerpos que pueda medirse de manera objetiva.

El Sistema Internacional (S.I.) de unidades establece cuáles son las magnitudes fundamentales y sus unidades de medida. El resto de magnitudes, se miden indirectamente, con una fórmula matemática que permita relacionarlas, son las magnitudes derivadas.

Actividades

5. Indica las características de una persona que se consideran magnitudes físicas:

la simpatía __ La habilidad __ el peso __ La altura __ La belleza __ La tensión arterial __

6. Indica cuáles de estas magnitudes son fundamentales y cuáles derivadas:

velocidad __ fuerza __ masa __ volumen __ Potencia __ aceleración __ densidad __ temperatura __ tiempo __

7. Al medir el tiempo que tarda en llenarse una piscina con 50 m3 obtenemos un valor de 50 minutos. Identifica magnitud______________________, cantidad _______________y unidad_________.

LA MEDIDA

Medir es comparar una cantidad cualquiera de una magnitud con su unidad correspondiente.

El valor de una magnitud se debe expresar siempre con la unidad utilizada.

Las propiedades que se miden en ciencias se llaman MAGNITUDES, y el resultado se expresa en unidades del S.I., un acuerdo entre estados donde se decide qué comparar. Su uso, en España, está aprobado por ley desde 1967.

Como las medidas tienen un rango de posibilidades enormes, se usan múltiplos y submúltiplos de ellas y se expresan en NOTACIÓN CIENTÍFICA.

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Actividades

8. Escribe estas cantidades utilizando la notación científica:

a. 0, 000 000 000 72 Km b. 300.000 Km/s

c. 7 80, 42 cm d. 0, 004 520 Kg

Realiza las siguientes operaciones y expresa el resultado en notación científica:

9. Completa esta tabla con los múltiplos y submúltiplos del metro:

10. Indica la unidad de medida en el S.I. para las siguientes magnitudes:

velocidad tiempo volumen superficie densidad temperatura

11. Verdadero o falso: a) Las propiedades de los cuerpos que se pueden medir se llaman magnitudes __ b) El dm3 es unidad de volumen __ c) Los múltiplos del segundo son el minuto, la hora y el día __ d) El litro es la unidad de volumen del S.I. __

TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES MEDIANTE FACTORES DE CONVERSIÓN:

El factor de conversión es una fracción unitaria ya que el numerador y el denominador, valen lo mismo, son valores iguales expresados en unidades distintas. Basta multiplicar la medida que queramos convertir por el factor de conversión correspondiente.

Actividades

12. La altura de una torre es 125 m. Exprésala en mm, cm y Km.

13. ¿qué medida es mayor?

2,40 dam o 126 dm 60,13 g o 5,41·10-3 Kg 180 km/h o 3·103 cm/s

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14. Cambia las unidades al S.I. utilizando factores de conversión: a) En Estados Unidos la velocidad de algunas carreteras está limitada a 55 millas/h. b) En la ficha de un jugador de la NBA aparece: altura 7,0 pies. c) Un jugador de fútbol americano recorre 100 yardas con el balón.

Datos: 1 pie = 30 cm; 1 yarda= 0,91 m; 1 milla = 1,609 Km

15. Expresar en las unidades que se indican las siguientes medidas utilizando factores de conversión:

a) 15 L m3

b) 25000 hL L

16. Expresar en unidades del Sistema Internacional, utilizando factores de conversión y expresando el resultado en notación científica:

135 Km/h

0,35 dam

50 cm2

1 hora 20 minutos

400 mg

40ºC

60 μs

250 MHz

540 nm

17. Expresa en unidades del S.I la densidad de la sal 2,16 g/cm3

Y determina qué volumen corresponde a un saco de 50 Kg de sal común.

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18. Los datos de la tabla se refieren a un material por determinar. Representa en una gráfica la masa frente al volumen.

¿Qué relación existe entre ambas magnitudes?

¿Cuál será la masa de una pieza de 5 cm3 de este material?

EXPRESIÓN DE UNA MEDIDA EXPERIMENTAL Siempre que se realiza una medición de cualquier magnitud, se cometen ERRORES. Los instrumentos de medida no dan unos resultados matemáticamente exactos.

- Son errores accidentales los que se cometen casulamente y por ello no pueden ser controlados.

- Son errores sistemáticos los debidos a defectos del aparato, al propio proceso de medida por el experimentador o a la sensibilidad del aparato (las dos primeras se pueden corregir pero la sensibilidad impone límites a lo que podemos medir con cada aparato).

SENSIBILIDAD de un aparato es la mínima cantidad que podemos apreciar con él. Con una regla milimetrada podremos medir una longitud de 4,5 cm pero no 4,57 cm, tendremos que optar por 4,5 o 4,6 y aceptar que la medida exacta, aunque no podamos conocerla, estará comprendida entre 4,5 y 4, 6 cm.

- Al hacer una medida, el valor que demos no puede tener más decimales que los de la sensibilidad del aparato. Y se toma como error absoluto la sensibilidad del aparato. (40,5 ± 0,1 cm)

- Es conveniente medir varias veces para estar más seguros de que el valor medido sea el correcto. En estos casos tomamos como valor exacto, la media aritmética de las medidas realizadas, poniendo solo los decimales que puede apreciar el aparato.

ERRORES EN LA MEDIDA:

Actividades

19. Un cronómetro marca 10,45 s 0,01 s. Interpreta el resultado de esa medida.

Si disponemos de una regla milimetrada y al medir un bolígrafo obtenemos 18,4 cm ¿cómo debemos expresar la medida?

20. Si una probeta aprecia mL y medimos un volumen de 40 mL ¿cómo expresaremos el resultado?

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21. Indica la sensibilidad de cada uno de estos instrumentos y el valor de la medida en cada caso.

22. Al medir un mueble con una cinta métrica de 1 mm de resolución obtenemos 114,5 cm. Halla el error absoluto y el error relativo cometidos.

23. Al pesar una sustancia de 2,2560 Kg obtenemos el valor 2,27 Kg. Calcula el error cometido.

24. Al medir la longitud de un campo de futbol de 101,56 m se ha obtenido un valor de 102 m. Al medir el espesor de un libro de 3,25 cm se obtuvo, 32 mm. Compara los errores absolutos y relativos y diga qué medida es más precisa.

25. En una carrera de 100 m lisos hay cinco cronometradores. Los tiempos que han medido para el vencedor de la carrera han sido los siguientes: 10,45 s; 10,62 s; 10,71 s; 10,52 s y 10,71 s. ¿cuál será el tiempo oficial del ganador?

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La materia

El Universo está formado por materia y energía. La materia ordinaria puede presentarse en tres estados de agregación: sólido líquido o gaseoso. Además de otras propiedades posee masa y volumen y está formada por partículas.

Las propiedades de los gases dependen de las condiciones externas. Las variables que definen el estado de un gas son: presión, volumen y temperatura. Cualquier variación en una de ellas supondrá un cambio en las otras dos:

Cuando la temperatura permanece constante, si se aumenta la presión, el volumen del gas disminuye. P · V = constanteLey de Boyle-Mariotte

Si la presión es constante, al aumentar la temperatura aumenta el volumen. V/T = cte. Ley de Charles

Si el volumen es constante, al aumentar la temperatura aumenta la presión que ejerce el gas. P/T = cte.Ley de Gay Lussac

La TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR explica el comportamiento y los estados de agregación de la materia. Según esta teoría:

La materia está formada por partículas, más o menos unidas dependiendo del estado físico en que se encuentre.

Las partículas se muevan más o menos libremente dependiendo del estado. Cuanto más rápido se muevan, mayor es la temperatura de la sustancia.

Los CAMBIOS DE ESTADO se deben a cambios de presión o temperatura, y ocurren cuando una sustancia aumenta o disminuye su energía interna. Para fundir un sólido y vaporizar un líquido se absorbe energía. Cuando se licua un gas o se solidifica un líquido se desprende energía (calor).

Mientras se produce un cambio de estado, toda la energía comunicada se invierte en vencer las fuerzas de atracción entre las partículas.

La VAPORIZACIÓN puede producirse de dos modos: EVAPORACIÓN (solo afecta a la superficie del líquido y se produce a cualquier Tª) EBULLICIÓN (afecta a toda la masa del líquido y ocurre a una temperatura fija, T ebullición)

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Actividades

26. Diga cómo se comporta cada estado de agregación respecto a las propiedades indicadas en la tabla:

27. Justifica mediante la teoría cinética los siguientes hechos:

a. Los gases tienden a ocupar todo el espacio disponible.

b. Los líquidos y los gases pueden fluir pero los sólidos no.

c. El gas contenido en un recipiente ejerce presión.

d. Si a volumen constante, aumentamos la temperatura de un gas, aumenta la presión.

28. Ordena de mayor a menor estas temperaturas: - 75ºC; 260 K; 70ºC y 300K

29. Interpreta los tramos de la gráfica de calentamiento de un líquido según la teoría cinética y di cuál es el punto de ebullición y el punto de condensación.

30. A partir de la gráfica de enfriamiento de cierto líquido, razone qué afirmaciones son falsas:

el punto de fusión es de 80ºC __ A los 10 min toda la sustancia está en estado sólido A los 5 minutos solo hay líquido en el vaso __ El punto de ebullición es inferior a 100ºC __

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31. El esquema corresponde a dos estados de un mismo gas. a) Expresa matemáticamente la relación que hay entre

la presión y el volumen de un estado y la presión y el volumen del otro estado.

b) Si el recipiente es de 5 L y la presión inicial 4 atm, ¿qué volumen pasaría a ocupar el gas si la presión se triplica?

32. El esquema representan dos estados de un mismo gas. a) Expresa matemáticamente la relación que hay

entre la temperatura y el volumen. b) Si ocupa un volumen de 5 L a 0ºC ¿cuál será su

temperatura si ha pasado a ocupar un volumen de 10 L?

33. Observa los datos de presión y volumen de un gas a temperatura constante.

a) Representa la gráfica Presión-Volumen. b) Expresa la relación entre las variables

en lenguaje científico (enunciado y fórmula matemática)

c) ¿cuánto vale el producto P.V para cada caso de la Tabla?

d) Calcula la presión necesaria para que el gas ocupe un volumen de 1 L.

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La materia. Cómo se presentaTodo lo que existe en el universo está compuesto de MATERIA. La materia se clasifica en MEZCLAS y SUSTANCIAS PURAS. Las mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras son ELEMENTOS y COMPUESTOS (combinación de elementos en una proporción definida).La

CONCENTRACIÓN de una disolución es la cantidad de soluto que hay disuelto en una determinada cantidad de disolvente o en una determinada cantidad de disolución. Hay varias formas de expresarla:

SOLUBILIDAD: indica la máxima cantidad de soluto que admite una cierta cantidad disolvente a una temperatura determinada. Hay disoluciones no saturadas (su concentración < solubilidad), saturadas (concentración = solubilidad del soluto) y sobresaturadas (concentración > solubilidad del soluto)

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Actividades

34. Identifica a qué tipo de sustancia: ELEMENTO, COMPUESTO; mezcla HOMOGÉNEA y mezcla HETEROGÉNEA corresponde cada frase:

Sustancia con una composición química constante, unas propiedades invariables y que no puede descomponerse en otras más simples ___________________

Sustancia de aspecto no uniforme, cuya composición y propiedades varían de un punto a otro y cuyos componentes se pueden separar por métodos físicos ____________________

Sustancia pura cuya composición es fija y que se puede descomponer en otras más simples por métodos químicos ______________________________

Sustancia en la que a simple vista o con un microscopio no se distinguen partes diferentes y que presenta la misma composición y propiedades en todos sus puntos _________________

Clasifica como sustancias puras (P) o mezclas M):

sal ___ azufre ___ plata ___ granito ___ vinagre ___ acetona ___ aire ___ aluminio ___

35. Indica en cuál o cuáles de estos

recipientes hay un elemento químico, un compuesto o una mezcla:

36. Ordena las letras para formar las palabras que correspondan a distintas técnicas de separación de sustancias, di en qué propiedad se basa cada una y cuál utilizarías en cada uno de estas mezclas:

a) Agua y aceite b) Azúcar y arena c) Agua y alcohol d) Agua y sal común.

37. Se prepara una disolución con 10 g de nitrato de potasio y 15 g de cloruro de potasio en 475 g de agua. Halla el % en masa de cada componente en la disolución obtenida.

38. La riqueza de azúcar en las magdalenas es de 51,5%. Calcula la cantidad de azúcar que ingieres al comer dos magdalenas, si cada una tiene una masa de 60 g.

39. El suero fisiológico es una disolución acuosa de cloruro de sodio de concentración 9 g/L que se utiliza a menudo, generalmente para la descongestión nasal.

a) Explica cuáles son los componentes de la disolución. b) ¿qué significa que la concentración sea de 9 g/L? c) ¿qué cantidad de sal necesitaríamos para preparar medio litro de suero?

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40. Un frasco de colonia indica que tiene un 80% de alcohol. Calcula la cantidad de alcohol necesaria para preparar 280 mL de colonia.

41. El vinagre es una disolución de ácido acético en agua al 3% en masa. Determina cuál es el soluto y cuál el disolvente y halla la cantidad de soluto que hay en 50 g de vinagre.

42. Una disolución de hidróxido de sodio, contiene 21 g de esa sustancia por cada litro de disolución y tiene una densidad de 1,05 g/mL. Determina el % porcentaje en masa de dicha disolución.

43. En los análisis de sangre, se indica como valor normal de la glucosa en sangre el correspondiente al intervalo entre 70 a 105 mg/L. Si en una muestra se encuentran 2 mg de glucosa en 20 mL de sangre, ¿estará dentro del intervalo normal en sangre? expresa la concentración en g/L

44. A partir de la curva de solubilidad del cloruro de potasio. Hallar: a) la solubilidad de la sal a 45ºC b) La cantidad mínima de agua a 45ºC que se necesita para

preparar una disolución saturada con 2 Kg de sal. c) La cantidad de sal necesaria para preparar una disolución

saturada de cloruro de potasio en 250 mL de agua a 65ºC.

45. Indica razonadamente cuál de estas gráficas corresponde a la solubilidad de un gas y cuál a la de un sólido. Hallar en el caso del sólido la cantidad del mismo que se puede disolver en 5 L de agua a 20ºC y la cantidad que se irá al fondo si la temperatura se reduce a 10ºC.

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Átomos y moléculasEl átomo es la porción más pequeña de la materia. Demócrito, creía que todos los elementos deberían estar formados por pequeñas partículas que fueran INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles. De hecho están formados por partículas.

Hacia 1803, el químico inglés DALTON propuso su Teoría atómica, con estas ideas básicas:

MODELOS ATÓMICOS Modelo de THOMSON: el átomo es una esfera maciza de carga en la que están incrustados los electrones como pasas en un pastel y en nº suficiente para neutralizar la carga .

Modelo de RUTHERFORD: En el átomo distingue la parte central, el NÚCLEO: muy pequeño, (unas cien mil veces menor que el átomo) que

contiene los protones y neutrones y la CORTEZA: que ocupa casi todo el volumen del átomo y está formada por electrones moviéndose alrededor del núcleo.

Modelo de BHOR: los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando las órbitas de menor energía posible (las más cercanas al núcleo).

Modelo ACTUAL: Los electrones no describen órbitas definidas en torno al núcleo sino que se distribuyen ocupando orbitales, agrupados en niveles de energía. Cada nivel tiene diferentes

tipos de orbitales (s, p, d y f). En los (s) solo caben 2 electrones, en los (p): 8 e-, en los (d): 10 e -…. Configuración electrónica de un elemento: distribución de los electrones de un átomo en los diferentes orbitales de cada nivel de energía. El último nivel ocupado se llama capa de valencia y los electrones que hay en él, electrones de valencia, (determinan el comportamiento químico del elemento). El diagrama indica el orden de llenado de los orbitales.

IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS Hay más de un centenar de átomos distintos, tantos como elementos. Para identificar un átomo utilizamos el número atómico, que es el número de protones del átomo.

Z = Número atómico = número de protones que contiene el núcleo de un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

A = Número másico = nº de protones nº de neutrones del núcleo.

ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento con igual nº atómico y distinto nº másico, que solo se diferencian en el nº de neutrones.

IÓN: átomo con defecto o exceso de electrones. Hay iones positivos (cationes) y negativos (aniones)

MASA ATÓMICA: La masa de un átomo es muy pequeña y se mide en unidades de masa atómica (u)

La masa atómica de un elemento es la media ponderada, según las abundancias en la Naturaleza, de las masas de sus isótopos y es la que figura en la Tabla periódica.

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Actividades

46. Encuentra en la siguiente sopa de letras, las partes y partículas del átomo:

47. Los descubrimientos realizados con posterioridad a la Teoría atómica de Dalton, demostraron que los átomos no eran tan simples como éste había supuesto. Completa la siguiente tabla:

48. Analiza los dibujos y completa la tabla:

49. Señala si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:

50. Determina la masa en gramos de un átomo de N-14.

Si la masa atómica media del nitrógeno es 14 u y sabemos que está formado por dos isótopos, de masas 14 u y 15 u, determina el porcentaje de abundancia de cada isótopo en la corteza terrestre.

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51. Completa la siguiente tabla:

¿qué elementos de la tabla son metales?

Enumere dos propiedades características de los metales.

¿cómo conseguiría el Mg la configuración estable de gas noble?

¿qué tipo de enlace se dará entre el Mg y el Cl?; escribe la fórmula del compuesto que resulta y enumera dos propiedades características del mismo.

52. Indica razonadamente: a) ¿se trata de dos isótopos del litio?

b) ¿qué carga adquiere un átomo que tiene 4 p+, 4 e- y 5 no, si pierde dos electrones?

c) ¿qué carga adquiere un átomo que tiene 7 p+, 7 e- y 8 no, si gana tres electrones?

d) ¿Por qué los átomos son neutros, si están formados por partículas con carga eléctrica?

53. Con las letras de las casillas marcadas encontrarás la respuesta a esta definición: “Nombre que reciben los átomos de un mismo elemento que solo se diferencian en el número de neutrones”

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EL ENLACE QUÍMICO

AGRUPACIONES DE ÁTOMOS Un elemento es una sustancia pura formada por átomos iguales. Se representan con un símbolo.Tantos elementos distintos... es fácil hacerse un lío. Para evitarlo, se ordenan en la tabla periódica.

¿Por qué se unen los átomos? Los átomos de los gases nobles son muyestables; aparecen en la naturaleza sin enlazarse con otros átomos, debido a que tienen su capa de valencia completa con 8 e-.Los demás átomos quieren ser así de estables, y para lograrlo deben perder o ganar e- de sus capas más externas. Los átomos se unen con otros para lograr la configuración estable de los gases nobles. Así forman un enlace: unión entre átomos de forma estable para formar una sustancia química.

Las propiedades de una sustancia están condicionadas en gran medida por el tipo de enlace:

Enlace Iónico: Se produce por transferencia de e-

del átomo del metal al del no metal. Se forman iones y –que se atraen y se agrupan dando redes cristalinas, uncristal iónico.

Enlace Covalente: Se forma entre dos átomos no metálicos por compartición de e-

para completar sus capas de valencia. Puede ser sencillo o múltiple (doble, triple,…) según compartan uno o más pares de e-Hay sustancias covalentes moleculares y atómicas (cristales covalentes).

Enlace Metálico:Los metales tienen pocos e- de valencia y sus cristales están formados por iones (+) y electrones. Los e- desprendidos por todos los átomos entran a formar parte de un fondo común, una nube electrónica que rodea a los iones y los mantiene unidos.

Actividades

54. Identifica las siguientes sustancias como elementos o compuestos:

Dióxido de carbono (CO2) Agua (H2O) Oxígeno (O2) oro (Au) Agua oxigenada (H2O2) Carbono (C) amoniaco (NH3) Hierro (Fe)

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55. Localiza los elementos cuyos símbolos son: Fe, K, B, Li, Cu, He, S, Ag, I y Hg

56. ¿cómo están ordenados los elementos en la tabla periódica actual?

¿Cuántos elementos hay en el segundo período? Escribe sus nombres y sus símbolos.

57. Clasifica los siguientes elementos en metales, no metales y gases nobles:

58. Completa las columnas de la tabla y responde a las preguntas:

¿presentan alguna semejanza entre sí estos elementos?

¿Pertenecen todos al mismo grupo? ¿A cuál?

59. Busca el elemento número 15 en la tabla periódica. ¿Cuál es su nombre? ¿A qué grupo y período pertenece? Nombra cuatro elementos que estén en su mismo período

60. Completa la tabla indicando el modo en que se agrupan los átomos:

61. Indica si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas: La red cristalina de los metales está formada por iones (+) y (-) ___ El número atómico del H coincide con la posición que ocupa en la tabla periódica ___ El Xenón (Xe) es un elemento del 6º grupo de la tabla periódica ___ Los cristales iónicos presentan puntos de fusión bajos ___ Todos los elementos del grupo 18 son gases que se combinan fácilmente con otros elementos

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62. La bioquímica es la parte de la Química que se encarga de estudiar las reacciones y los procesos que ocurren en los seres vivos. Los elementos químicos que forman la materia viva pueden ser:

a) Coloca todos estos elementos que forman parte de la materia viva en la tabla periódica. b) Colorea de azul los elementos que correspondan a los metales alcalinos y alcalinotérreos. c) Colorea en rojo el grupo de los gases nobles. d) Colorea en amarillo los metales de transición y en verde los no metales.

63. Tenemos cuatro sustancias sólidas con estas propiedades:

Indica qué sustancia es iónica, cuál es un metal, qué sustancia es covalente molecular y cuál un sólido covalente atómico.

Formulación Inorgánica

Los compuestos químicos están formados por la unión de un número reducido de átomos que se repiten en la misma proporción. Una fórmula consta de letras que simbolizan los átomos que forman el compuesto y de números que se escriben como subíndices y que indican el número de átomos de un determinado elemento que interviene en una molécula de dicho compuesto.

VALENCIA: capacidad de un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. La valencia es un número, positivo o negativo, que indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo.

NOMENCLATURA: Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos.

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Sistemas de nomenclatura que vamos a usar

A) COMPOSICIÓN o estequiométrica : informa sobre los átomos que componen la sustancia y su proporción, proporción que se indica de tres maneras distintas:

Mediante prefijos multiplicadores (mono, di, tri, …) para entidades sencillas o (bis, tris, tetrakis, pentakis, …) para entidades complejas. El “mono” es superfluo a menos que se quiera enfatizar la estequiometria al comparar sustancias relacionadas, no es necesario en compuestos binarios si no existe ambigüedad. No se pueden eliminar letras, no se puede decir pentóxido, si pentaóxido. Fe2O3 trióxido de dihierro

Mediante los números de oxidación, que se escriben entre paréntesis, en nº romanos, al lado del nombre del elemento, sin dejar espacio. Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación no se indica en el nombre. Fe2O3 óxido de hierro(III)

Con números de carga, que se escriben entre paréntesis, primero el nº y luego el signo, al lado del nombre del elemento, sin dejar espacio. Si se escribe el 1. Esta nomenclatura sólo se puede utilizar en compuestos iónicos. Fe2O3 óxido de hierro(3+)

B) SUSTITUCIÓN: El origen de esta nomenclatura son los hidruros no metálicos, que se nombran como los hidrocarburos con un sufijo. La IUPAC acepta, como no podía ser de otro modo, los nombres de amoniaco para el NH3 y agua para el H2O, pero no se aceptan los nombres comunes de fosfina (PH3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3).

Hay nombres de sustancias que no siguen ningún sistema pero que debido al amplio uso son aceptados. La IUPAC quiere transmitir la idea de que no existe un nombre correcto único y absoluto para una sustancia. En la medida de que el nombre describe a un compuesto de forma inequívoca, el nombre es correcto.

NORMAS GENERALES PARA NOMBRAR SUSTANCIAS E IONES SIMPLESLas sustancias simples son las que están formadas por una sola clase de átomos. En este grupo se incluyen las sustancias formadas por un solo elemento, aunque puedan tener más de un átomo: - los metales (Ag,): se nombran igual que el elemento que los compone: plata. - los gases monoatómicos (He, Ne …): se nombran como el elemento: helio, neón… - las moléculas homonucleares (N2, P4): se nombran utilizando el prefijo numeral

que corresponda: dinitrógeno, tetrafósforo, salvo el oxígeno (O2) y el ozono (O3)que la IUPAC acepta como nombres correctos. Ante la duda, usad el prefijo numeral, con el que se obtiene un nombre correcto, dioxígeno o trioxígeno.

En cuanto a los IONES, átomos con carga (+): cationes) o (–): aniones. - Los aniones monoatómicos se nombran con el sufijo –uro al final del nombre

del átomo del que se elimina la última vocal, salvo el del oxígeno, que se nombra como óxido. La carga del ión se indica con el nº de carga. Cuando no haya ambigüedad puede omitirse el nº de carga

- Los cationes monoatómicos se nombran usando el nombre del elemento con el nº de carga entre paréntesis, que no se debe omitir aunque no haya ambigüedad.

COMPUESTOS BINARIOSFormados por dos tipos de átomos distintos. Para escribir la fórmula, si el nombre está en la nomenclatura estequiométrica lossubíndices coinciden con los prefijos de cantidad, pero si se utilizan nº de oxidación o nº de carga, los subíndices de cada elemento,deben calcularse.

trisulfuro de dicobalto El compuesto contiene azufre y cobalto en la proporción 3:2. El orden de colocación es primero Co y luego azufre y la fórmula será: Co2S3

óxido de hierro(2+) El compuesto contiene hierro y oxígeno; el anión óxido tiene carga -2 y el hierro +2, luego para conseguir que la suma de la parte positiva y negativa sea cero, la proporción ha de ser 1:1 y la fórmula es: FeO

cloruro de calcio Sustancia formada por calcio y cloro; el nombre no incluye ninguna indicación , ya que no hay ambigüedad: el anión cloruro tiene carga -1 y el catión Ca tiene carga +2, la proporción ha de ser 1:2 y la fórmula será: CaCl2

A. Nomenclatura de composición: Se lee la fórmula de derecha a izquierda y la proporción entre los átomos se puede indicar:

mediante prefijos multiplicadores: mono, di, tri, Secuencia: nombre de elemento de la derecha con el sufijo –uro (salvo el oxígeno que se nombra como óxido), la preposición de y por último el nombre del elemento de la izquierda.

mediante el número de oxidación: la misma secuencia, pero colocando al final del nombre entre paréntesis y en números romanos el número de oxidación del elemento escrito a la izquierda.

mediante el número de carga: sólo válida para los compuestos iónicos, con lo que debemos estar seguros de que el compuesto tiene esa naturaleza, por lo tanto no es muy aconsejable. La misma secuencia poniendo después del nombre de cada elemento, entre paréntesis, la carga del ion en nº arábigo. Recuerda que si no existe ambigüedad, la carga del anión se puede omitir, pero no se puede hacer lo mismo con la del catión.

Cuando los elementos tienen un solo estado de oxidación, no se indica en el nombre del compuesto. NUEVO. En las combinaciones binarias del O con los elementos del grupo 17, el O se escribe a la izquierda de la fórmula: OF2 difluoruro de oxígeno o fluoruro de oxígeno (II) OCl2 dicloruro de oxígeno o cloruro de oxígeno (-II)

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Combinaciones binarias del H: el H actúa con número de oxidación -1 cuando se combina con metales y elementos de los grupos 13, 14 y 15, mientras que si se combina con los no metales de los grupos 16 y 17 actúa con nº de oxidación +1. Las disoluciones acuosas de estos compuestos tienen carácter ácido (HIDRÁCIDOS) y se han nombrado tradicionalmente con la palabra ácido + nombre del elemento con la terminación –hídrico.La IUPAC desaconseja el uso de este tipo de nombresque no denotan una composición definida. (No está de más que los conozcas porque son muy comunes en la bibliografía.

En las combinaciones de un metal y un no metal (sales binarias) se nombra primero el no metal terminado en –uro y luego el metal usando prefijos de cantidad o el nº de oxidación. NiS sulfuro de níquel o sulfuro de níquel(II)

B. Nomenclatura de sustitución: Considera como compuestos “padres” los hidruros de los grupos 13 al 17, que reciben nombres específicos. Se admiten nombres comunes: amoniaco (NH3) y agua (H2O)

COMPUESTOS TERNARIOS

Son compuestos que están formados por átomos de tres elementos diferentes.

HIDRÓXIDOS: compuestos iónicos formados por el anión (OH)- y un catión metálico. La proporción debe ser la adecuada, para que el nº de cargas (+) sea igual al de (-) se tiene que cumplir que nº de (OH)- = carga positiva del catión.

Para formularlos se escribe primero el símbolo del catión y luego el del hidróxido y se colocan los subíndices siguiendo las indicaciones de los prefijos multiplicadores; en caso de usar el nº de oxidación o el de carga, se colocan los grupos (OH), necesarios para que la suma de la parte positiva y la parte negativa sea cero. Si el subíndice del grupo (OH) fuese 1, ni se escribe el número ni se escribe el paréntesis en la nomenclatura del número de oxidación pero si en la del número de carga.

Para nombrarlos:

OXOÁCIDOS:compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. En este nivel solo estudiaremos los oxácidos más importantes:

Actividades 64. Formular los siguientes compuestos:

óxido de hierro(II) óxido de calcio

óxido de plomo(IV) hidróxido de sodio

dióxido de silicio óxido de estaño(II)´

cloruro de cobalto(III) hidruro de oro(I)

dicloruro de pentaoxígeno óxido de fósforo (III)

trióxido de azufre dibromuro de pentaoxígeno

trihidruro de fósforo metano

ácido fluorhídrico sulfuro de cadmio

óxido de teluro(IV) bromuro de magnesio

hidróxido de cromo(III) dióxido de carbono

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65. Completar la siguiente tabla:

Fórmula N. composición (prefijos) N. (nº oxidación/nº carga)

Hidróxido de mercurio(I)

O7I2

P2O5

Ni2O3

Trióxido de dialuminio

Sulfuro de potasio

dihidruro de cinc

MgO

dióxido de selenio

CuO

Hidruro de cobalto(III) Hidruro de cobalto(3+)

FeCl3

Tetrahidruro de plomo

Ag2Se

Hidróxido de sodio

Ioduro de estaño(II)

K2O

Ba(OH)2

NH3

Cloruro de litio

Ácido sulfhídrico

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Cantidad de sustancia: el mol

No hay una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo. Por ello los químicos idearon el concepto de masa relativa y crearon una escala adoptando como unidad de referencia, unidad de masa atómica u la doceava parte de la masa del átomo de C-12.

Para facilitar nuestros cálculos medimos la masa de gran cantidad de átomos. 14g, no es la masa de un átomo de N, es la masa de un nº muy grande de átomos, que es siempre el mismo:

602.000. 000.000. 000.000. 000.000 = 6,02 x 1023

Realmente un número muy grande, que tiene nombre propio, se llamaNÚMERO DE AVOGADRO.

Entonces ahora sabemos que con la masa atómica nos referimos a la masa de todos esos átomos. Una nueva palabra: MOL

Los huevos se compran por docenas. En 1 docena siempre hay un número fijo de unidades, sean huevos, manzanas, pelotas o pasteles, siempre hay 12 huevos, 12 manzanas, 12 pelotas o 12 pasteles.

En Química se utiliza una unidad de cantidad similar a la docena, el MOL. En 1 mol siempre hay un número fijo de unidades, exactamente 6,02·1023, el número de Avogadro (NA).

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Actividades

66. Escribe la fórmula y halla la masa molecular de las sustancias:

óxido de zinc

hidróxido de calcio

DATOS: masas atómicas Zn=65; O=16; Ca=40; H=1

67. En una pipeta hay 5 mL de agua. a) Escribe la fórmula del agua y calcula su masa molecular. b) ¿cuántos moles de agua hay en la pipeta? c) ¿cuántas moléculas hay en los 5 mL de agua? d) ¿cuántos átomos de hidrógeno? DATOS: masas atómicas: H=1; O=16; NA=6,02·1023

68. Disponemos de 170 g de sulfuro de hidrógeno gas, halla: a) ¿qué cantidad de sulfuro de hidrógeno H2S, en moles, hay en los 170 g de esa sustancia? b) ¿cuántas moléculas contienen? c) ¿cuántos átomos de azufre y de hidrógeno hay en esa cantidad de sustancia? d) ¿qué volumen ocupan los 170 g de dicho gas en c.n. de presión y temperatura?

DATOS: masas atómicas H=1; S=32; NA = 6,02.1023

69. Calcula cuantos moles hay en: a) 1,40 g de nitrógeno (N2)b) 92 g de dióxido de nitrógeno (NO2)c) 1,5·1021 moléculas de monóxido de carbono (CO) d) 112 L de metano (CH4) medidos en c.n. de presión y temperatura.

Datos: masas atómicas N=14; C=12; O=16; NA=6,02·1023

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Las reacciones químicasCualquier material puede sufrir cambios de distinta índole,

unos son físicos y otros químicos. En los primeros no se modifica la naturaleza del material (movimientos, mezclas o cambios de estado). Sin embargo en los cambios químicos se produce tal modificación del material, que la composición de éste no es la misma que al principio (oxidación de metales, combustión de materiales).

Los cambios químicos se caracterizan por tres aspectos que los diferencian de los físicos, que son:

Las sustancias iniciales se transforman en otras de distinta naturaleza.

En una reacción química se produce un intercambio de energía con el exterior, en forma de calor que se absorbe, o que se desprende (combustiones).

Los cambios químicos, a diferencia de los físicos, son difíciles de invertir.

Una reacción química no es otra cosa que una recombinación de átomos para formar moléculas nuevas.

En una ecuación química los Reactivos se escriben a la izquierda, los productos a la derecha y en medio una flecha. Según la ley de conservación de la masa (La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos) el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo antes y después de la reacción. Una reacción química está AJUSTADA cuando en ambos miembros hay el mismo nº de átomos de cada elemento.

Es muy importante comprender que NO PODEMOS MODIFICAR UNA FÓRMULA para ajustar una ecuación. Si se modifica una fórmula ya no se trataría de la misma sustancia química.

La parte de la Química que estudia los cálculos numéricos cuantitativos relativos a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química es la ESTEQUIOMETRÍA.

Los números que van delante de las fórmulas (coeficientes estequiométricos) indican la proporción en la que intervienen las moléculas de reactivos y productos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se hacen para conocer con precisión las cantidades de las sustancias que participan en la reacción.

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Actividades

70. ¿cuáles son las características de un cambio químico?

71. ¿cómo es que a partir del sodio, un metal de color plateado que reacciona violentamente con el agua y del cloro, un gas tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial, resulta un compuesto, el cloruro de sodio (la sal de mesa), tan inofensivo que lo comemos todos?

72. Indica si los siguientes procesos son cambios Físicos o Químicos:

Freír una chuleta - Imantar unos clavos de hierro Fundir estaño en la soldadura - Oxidación del casco de un barco. Quemar con un mechero una cinta de magnesio - Encender una cerilla Hinchar un neumático de la bicicleta. - Fabricar un yogur Fermentar cebada para fabricar cerveza. - Rallar el pan.

73. Ajusta las siguientes reacciones químicas:

BaCl2 (ac) + H2SO4 (ac) BaSO4 (ac) + HCl (ac)

PbO (s) + C (s) CO2 (g) + Pb (s)

KClO3 (s) KCl (s) + O2 (g)

C2H2 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)

CO (g) + O2 (g) CO2 (g)

Al (s) + S (s) Al2S3 (s)

CH4O (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)

Na (s) + H2O (l) NaOH (ac) + H2 (g)

Fe2O3 (s) + C (s) Fe (s) + CO2 (g)

HCl (ac) + Mg(OH)2 (ac) MgCl2 (s) + H2O (l)

74. Dada la reacción: N2 (g) + H2 (g) NH3 (g)

a) Ajusta la reacción. b) Explica el significado de la reacción ajustada. c) Justifica desde el punto de vista atómico que se cumple la ley de conservación de la masa.

75. En la siguiente tabla completa los huecos respecto a las cantidades señaladas para la reacción de descomposición del agua en oxígeno e hidrógeno.

H2O (l) H2 (g) + O2 (g) 18 g producen 2 g 16 g

33,3 g producen 29,6 g 10 g

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