Modulo Química by Arnoldo Romero

I.E. CÁRDENAS CENTRO

MÓDULO DE QUÍMICA

CICLO V GRADO DÉCIMO

TABLA DE CONTENIDO pág. 1. ESTRUCTURA ATÓMICA 1.1. TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS 1.1.1. Teoría atómica de Dalton 1.1.2. Números cuánticos 1.1.2.1. Número Cuántico Principal (n) 1.1.2.2. Número Cuántico Secundario (d) 1.1.2.3. Número Cuántico Magnético (m) 1.1.2.4. Número Cuántico de Spin (s) 1.1.2.5. Principio de Exclusión de Pauli 1.1.2.6. Regla de Hund

5 5 6 7 7 7 7 7 7 7

2. 2.1.

2.2. 2.3. 2.3.1. 2.3.2. 2.3.3. 2.3.4. 2.4. 2.5. 3. 3.1.

TABLA PERIÓDICA CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS TABLA PERIÓDICA MODERNA CLASES DE ENLACES QUÍMICOS Electrones de valencia Enlace Iónico El enlace covalente El enlace metálico MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

8 9 9 10 11 11 12 14 16

3.1.1. 3.1.2. 3.1.3. 3.2. 3.2.1. 3.2.2. 3.2.3. 3.2.4. 3.2.5. 3.2.6.

ESTADOS DE LA MATERIA CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS (SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA MATERIA Estado sólido Estado Líquido Estado gaseoso CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA Vaporización Condensación Fusión Solidificación Sublimación Deposición

19 19 19 20 20 20 21 21 21 21 22

4. 4.1.

FUNCIONES QUÍMICAS COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES

26 26

5. NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS 5.1. CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS 5.1.1. Función óxido 5.1.1.1. Óxidos básicos 5.1.1.2. Óxidos ácidos 5.1.2. Función hidróxido 5.1.3. Función ácido 5.1.4. Función sal

28 33 33 33 33 33 34 35

6. CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS 6.1. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS 6.1.1. Reacciones de síntesis o de combinación 6.1.3. Reacciones de desplazamiento simple 6.1.4. Reacciones de desplazamiento doble 6.1.5. Reacciones de óxido--reducción 6.2. SISTEMAS DE NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS 6.2.1. Función óxido 6.2.1.1. Óxidos básicos 6.2.1.2. Óxidos ácidos 6.2.2. Función hidróxido 6.2.3. Función ácido 6.2.4. Función sal

36 36 36 36 36 36 37 38 38 39 39 40 41

7. 7.1. 7.2.

CONCEPTO DE MOL RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS

42 42 44

8. 8.1.

8.1.1. 8.1.2. 8.1.3. 8.1.4.

ESTEQUIOMETRÍA RELACIONES CUANTITATIVAS ENTRE LOS REACCIONANTES Y PRODUCTOS EN UNA REACCIÓN QUÍMICA RELACIONES MOL-MOL RELACIONES MOL-GRAMOS RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS CÁLCULOS CON VOLUMEN

45 45 47 48 49

9. 9.1. 9.1.1. 9.1.2.

SOLUCIONES Y FORMAS DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES Unidades físicas de concentración Unidades químicas de concentración

51 53 53 53

10. 10.1.

ACIDEZ ÁCIDOS, BASES Y POTENCIAL DE HIDRÓGENO

54 56

11. 11.1. 11.2.

SISTEMAS TERMODINÁMICOS VARIABLES DE ESTADO EQUILIBRIO QUÍMICO

58 59 59

PRUEBA TIPO ICFES

BIBLIOGRAFÍA

1. ESTRUCTURA ATÓMICA La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular. Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender cómo se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico,

explicado

por Albert

Einstein en 1905.

1.1. TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS Átomo es la porción más pequeña de la materia. El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería. En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes. Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza.

ELECTRÓN

NEUTRÓN

PROTÓN

Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa -19 -28 igual a 1,602 · 10 Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa -24 ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · 10 g), que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a -19 1,602 · 10 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la -24 del electrón (mprotón=1.673 · 10 g). La misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.

1.1.1. Teoría atómica de Dalton. En el período 1803-1808, Jonh Dalton, utilizó las dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de composición constante"(Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una teoría atómica. La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados: 1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción química. 2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los elementos. 3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2). La teoría atómica de Dalton condujo a la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente:Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

1.1.2. Números cuánticos. Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto está basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Los números atómicos más importantes son cuatro: - Número Cuántico Principal. - Número Cuántico Secundario. - Número Cuántico Magnético. - Número Cuántico de Spin. 1.1.2.1. Número Cuántico Principal (n). El número cuántico principal nos indica en qué nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7. 1.1.2.2. Número Cuántico Secundario (d). Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los números: -

l=0 l=1 l=2 l=3 l=4 l=5 l=6

s p d f g h i

Sharp principal diffuse fundamental

1.1.2.3. Número Cuántico Magnético (m). El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l. 1.1.2.4. Número Cuántico de Spin (s). El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2. De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción. 1.1.2.5. Principio de Exclusión de Pauli. El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin. 1.1.2.6. Regla de Hund. Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

2. TABLA PERIÓDICA Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días.

2.1. CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Döbereiner. Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente. Chancourtois y Newlands. En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada. Meyer. En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Mendeleïev. En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma “familia”. Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convinción. El consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían las propiedades predecidas. Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época.

2.2. TABLA PERIÓDICA MODERNA La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas.

2.3. CLASES DE ENLACES QUÍMICOS

¿Por qué los átomos de la misma o de diferente clase se unen entre sí? ¿Qué diferencias o similitudes existen entre los enlaces que forman el O y el N?

Como ya sabes, en la naturaleza se encuentran cientos de elementos químicos que constituyen todo lo que nos rodea. Estos elementos se unen entre sí mediante fuerzas de atracción para formar sustancias constituidas por átomos de la misma o de diferente clase. Por ejemplo, el oxígeno gaseoso, O2, NaCl y el amoníaco, NH3. A estas fuerzas de atracción se les denomina enlace químico.

Para la formación de un enlace químico se requiere que los átomos compartan, pierdan o ganen electrones para alcanzar su estabilidad. Muchos átomos lo logran completando ocho electrones en su nivel de energía más externo, de manera que su 2 6 configuración electrónica termine en ns np . Esta tendencia de los átomos a tener ocho electrones en

su último nivel de energía se conoce como ley del octeto.

electrones en la capa más externa. La 2 2 5 configuración electrónica del flúor es 1s 2s 2p , ya que su número atómico es 9. Si este elemento recibe be el electrón que cede el potasio, su 2 6 configuración terminará en 2s 2p , completando ocho electrones en su capa más externa. De esta manera ambos elementos logran su estabilidad.

Esta ley fue establecida a principios del siglo XX por Gilbert Lewis (1875-1946), 1946), quien estudió el comportamiento y las propiedades de los gases nobles. Gracias a sus estudios, s, Lewis encontró que la baja reactividad de dichos gases se debe a la presencia de ocho electrones en su nivel de valencia. Esto le permitió concluir que los elementos tienden a poseer estructuras estables similares a la del gas noble más cercano.

2.3.1. Electrones de valencia. valencia Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en el último nivel de energía de cada átomo y son los que participan en la formación de los enlaces químicos. Los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica se caracterizan por presentar propiedades similares, debido a que tienen el mismo mi número de electrones de valencia. Es decir, presentan la misma configuración electrónica en la capa más externa. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 tienen un electrón de valencia y la configuración del 1 nivel de valencia es s .

A continuación inuación daremos un ejemplo: en el fluoruro de potasio, KF, los dos elementos que lo constituyen logran su estabilidad cuando el potasio cede un electrón al flúor. La configuración 2 2 6 2 6 1 electrónica del potasio es 1s 2s 2p 3s 3p 4s ya que su número atómico es19. Si este elemento al reaccionar cede un electrón, su configuración 2 6 terminaría en 3s 3p , quedando con ocho

Elemento

Número at atómico

Configuración electrónica

1s 2s

1s 2s 2p 3s

1s 2s 2p 3s 3p 4s

Estructuras de Lewis Para explicar la formación de los enlaces químicos y el cumplimiento de la ley del octeto, Gilbert Lewis propuso la representación de e los electrones de valencia mediante puntos, escribiendo el símbolo del elemento y un punto por cada electrón. A continuación daremos un ejemplo: como lo explicamos anteriormente, el potasio tiene un electrón de valencia y el flúor tiene siete, por tanto, sus estructuras de J Lewis son:

Estructuras de Lewis del potasio y del flúor. Al unirse estos dos elementos, cumplen la ley del octeto.

Existen tres clases de enlace: iónico, covalente y metálico. 2.3.2. Enlace Iónico. En las sustancias que presentan presentan enlaces iónicos hay transferencia de electrones, es decir, se forman átomos con carga positiva o negativa, llamados iones. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los de carga negativa se denominan aniones. Esta clase de enlace se lleva a cabo entre elementos de alta electronegatividad con elementos de baja electronegatividad, por ejemplo:

2.3.3. El enlace covalente. En las sustancias que presentan enlace covalente se comparten pares de electrones entre los átomos que se están uniendo para cumplir la ley del octeto. Este tipo de enlace se forma entre elementos de electronegatividad similar y existen varias clases: covalente polar, covalente no polar, los cuales pueden ser sencillos, dobles o triples.

Electrones compartidos

Representación ación del enlace doble - El enlace covalente triple. Este tipo de enlace se presenta cuando dos átomos comparten seis electrones, cada uno aporta tres, como en la molécula de nitrógeno, N2.

- El enlace covalente sencillo. Ocurre Oc cuando dos átomos comparten dos electrones, cada átomo aporta un electrón. Estos enlaces se representan por un guión, por ejemplo, la molécula de bromo Br2, comparte un par de electrones:

Electrones compartidos Electrones compartidos Representación del enlace triple

Representación del enlace sencillo

- El enlace no polar. Se presenta al unirse dos elementos de electronegatividad igual o muy similar (entre 0,0 y 0,8). Se forma generalmente entre elementos de la misma clase, como el O2, H2, F2, entre otros.

- El enlace covalente doble.. Existen elementos que requieren dos electrones para completar el octeto, por esta razón, los dos átomos que forman el enlace comparten cuatro electrones, como en la molécula de oxígeno, O2.

- El enlace polar. Se presenta entre átomos que tienen en diferentes valores de electronegatividad y su

diferencia está entre 0, 8 y 1,7 aproximadamente. En las sustancias polares, los átomos atraen de manera desigual al par de electrones compartidos, formando centros de carga eléctrica o polos, como en el caso del agua.

transforman en iones positivos, dejando libres a los 1+ 2+ electrones deslocalizados. Por ejemplo, Na , Cu , 2+ Mg . Los iones positivos se ordenan en el espacio formando una red metálica y los electrones de valencia desprendidos forman una nube que puede desplazarse a través de toda la red. De esta manera, el conjunto de iones positivos del metal queda unido mediante ediante la nube de electrones de carga negativa que los envuelve.

2.3.4. El enlace metálico. Este tipo de enlace se forma entre los átomos de elementos metálicos. Es un enlace fuerte en el que los átomos se

ACTIVIDAD… Explica 1. Al analizar tres muestras de minerales diferentes, se estableció que contenían los siguientes iones: Muestra 1

PO34−

K1+

Ba 2 +

Muestra 2

SO32 −

Na 1+

Cl1-

Muestra 3

ClO1−

Mg 2+

F1−

a. ¿Qué sales están presentes en la muest muestra 2? b. ¿Cuál mineral contiene fosfatos? c. ¿Cuáles muestras poseen sales binarias? d. ¿Qué compuesto se obtiene al combinar el anión de la muestra 1 con el catión de la muestra 3? 2. El ácido fosfórico, H3PO4, es un compuesto ternario que se obtiene med mediante iante la reacción del óxido fosfórico con el agua. Su estructura de Lewis es la siguiente:

a. ¿Cuántos enlaces covalentes simples se forman? b. ¿Cuál elemento de esta estructura no cumple la ley del octeto? c. El oxígeno posee seis electrones de valenc valencia, ia, ¿qué tipos de enlace puede formar? d. ¿Por qué se forma un enlace covalente coordinado entre el átomo de fósforo y un átomo de oxígeno?

3. La siguiente tabla muestra algunas propiedades de cinco compuestos diferentes: Compuest o

Estado

Conductividad eléctrica

Solubilidad en agua

Sólido

Sí

Líquido

Sí

Líquido

Sólido

Sí

Sólido

Sí

a. ¿Cuáles compuestos son iónicos? b. ¿Cuáles compuestos son covalentes? c. ¿Los compuestos X y Y son moléculas polares? d. ¿Todos los compuestos iónicos son sólidos? Indaga 4. Estamos sufriendo las consecuencias de la contaminación ocasionada por el mal uso de los recursos naturales. Uno de los efectos más graves es el deterioro de la capa de ozono debido a la producción de sustancias gaseosas en la industria que reaccionan con el vapor de agua, de manera que contribuyen a aumentar el daño de la capa de ozono. Describe lo que puede ocurrir si se siguen generando estos compuestos y escribe las reacciones que se llevan a cabo. 5. En un trabajo de investigación se determinó que un material Z presenta las siguientes reacciones:

Z + O2 → ZO2 ZO 2 + H 2O → H 2 ZO3 H 2 ZO3 + 2NaOH → Na 2 ZO3 + 2H 2 O De acuerdo con esta información, establece la clase de sustancias que se forman y los tipos de reacciones que se llevan a cabo. ¿Cómo las identificarías experimentalmente?

2.4. MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-98) ordenó los elementos conocidos según sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también colocaba las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial. Al disponer los elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tendían a quedar en la misma fila horizontal. Así, el potasio quedó cerca del sodio muy semejante a él; el selenio quedó en la misma línea que el azufre, muy parecido; el calcio próximo al magnesio, y así sucesivamente. Y efectivamente, las tres tríadas de Dóbereiner se hallaban en dichas filas. Newlands llamó a esto la ley de las octavas (en música, siete notas forman una octava, siendo la octava nota casi un duplicado de la primera y principio de una nueva octava). Desgraciadamente, mientras unas filas de esta tabla contenían elementos semejantes, otras contenían elementos enormemente dispares. Los demás químicos pensaron que lo que Newlands trataba de demostrar era más una coincidencia que algo significativo. No pudo conseguir que su trabajo fuese publicado. Dos años antes, el geólogo francés Alexandre Emile Beguyer de Chancourtois (1820-86) también había ordenado los elementos según su peso atómico creciente y los había distribuido en una especie de gráfico cilíndrico. También aquí los elementos semejantes tendían a coincidir en columnas verticales. Publicó su trabajo, pero no su gráfico, y sus estudios pasaron también inadvertidos. Más éxito tuvo el químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-95). Meyer consideró el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los diversos elementos. En tales condiciones, cada peso contenía el mismo número de átomos de su elemento. Esto significaba que la razón de los volúmenes de los diversos elementos era equivalente a la razón de los volúmenes de los átomos simples que componían a dichos elementos. Así, pues, se podía hablar de volúmenes atómicos. Al representar los volúmenes atómicos de los elementos en función de los pesos atómicos, se obtenían una serie de ondas que alcanzaban valores máximos en los metales alcalinos: sodio, potasio, rubidio y cesio. Cada descenso y subida a un máximo o mínimo correspondería a un período en la tabla de elementos. En cada período, también descendían y subían otras propiedades físicas, además del volumen atómico. El hidrógeno, el primero de la lista de elementos (porque tiene el peso atómico más bajo), es un caso especial, y puede considerarse que constituye él solo el primer período. El segundo y tercer periodos de la tabla de Meyer comprendían siete elementos cada uno, y repetían la ley de Newlands de las octavas. Sin embargo, las dos ondas siguientes comprendían más de siete elementos, y esto demostraba claramente que Newlands había cometido un error. No se podía forzar a que la ley de las octavas se cumpliese estrictamente a lo largo de toda la tabla de elementos, con siete elementos en cada fila horizontal. Los últimos períodos tenían que ser más largos que los primeros. Meyer publicó su trabajo en 1870, pero llegó demasiado tarde. Un año antes, el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907) había descubierto también el cambio en la longitud de los períodos de los elementos, pasando luego a demostrar las consecuencias de manera particularmente espectacular.

Mendeleiev estaba escribiendo su tesis en Alemania en la época en que se celebró el Congreso de Karlsruhe, y fue uno de los que escuchó y oyó a Cannizzaro sus opiniones sobre el peso atómico. De vuelta a Rusia, comenzó también él a estudiar la lista de elementos según su peso atómico creciente. Mendeleiev atacó las cuestiones desde el punto de vista de la valencia. Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio progresivo en sus valencias. Es decir, el hidrógeno tenía una valencia de 1, el litio de 1, el berilio de 2, el boro de 3, el carbono de 4, el nitrógeno de 3, el azufre de 2, el flúor de 1, el sodio de 1, el magnesio de 2, el aluminio de 3, el silicio de 4, el fósforo de 3, el oxígeno de 2, el cloro de 1, y así sucesivamente. La valencia subía y bajaba estableciendo períodos: en primer lugar, el hidrógeno solo; después, dos períodos de siete elementos cada uno; a continuación, períodos que contenían más de siete elementos. Mendeleiev utilizó su información para construir no un gráfico, como Meyer y Beguyer de Chancourtois habían hecho, sino una tabla como la de Newlands. Dicha tabla periódica de elementos era más clara y llamativa que un gráfico, y Mendeleiev evitó el error de Newlands de insistir en la repetición de períodos iguales. Mendeleiev publicó su tabla en 1869, un año antes de que Meyer publicase su trabajo. Pero la razón de que la mayor parte del mérito en el descubrimiento de la tabla periódica se le haya atribuido a él y no a los demás contribuyentes, no es sólo una cuestión de prioridad, sino que reside en el uso espectacular que Mendeleiev hizo de su tabla. Con el fin de que los elementos cumpliesen la condición de tener la misma valencia cuando estuviesen en una columna determinada, Mendeleiev se vio obligado en uno o dos casos a colocar un elemento de peso atómico ligeramente superior delante de otro de peso atómico inferior. Así, el telurio (peso atómico 17.6, valencia 2) tuvo que colocarlo delante del yodo (peso atómico 126,9, valencia 1) con el fin de mantener el teluro en la columna de valencia 2 y el yodo en la columna de valencia 1. Por si esto fuera poco, descubrió que era necesario dejar huecos enteros en su tabla. En lugar de considerar estos huecos como imperfecciones de la tabla, Mendeleiev los tomó intrépidamente como representantes de elementos todavía no descubiertos. En 1871 se fijó de modo especial en tres huecos: los que quedaban junto a los elementos boro, aluminio y silicio en la tabla, tal como se había modificado aquel año. Llegó incluso a dar nombres a los elementos desconocidos, que -insistió- correspondían a aquellos huecos: eka-boro, eka-aluminio, eka-silicio («eka» es la palabra sánscrita que significa «uno»). También predijo varias propiedades de tales elementos, estimando que la predicción debía hacerse a partir de las propiedades de los elementos situados encima y debajo de los huecos de la tabla, siguiendo y completando así el razonamiento de Dóbereiner. El mundo de la química seguía siendo escéptico, y quizá hubiese continuado siéndolo si las audaces predicciones de Mendeleiev no se hubiesen verificado de modo espectacular. Este hecho se debió en primer lugar al uso de un nuevo instrumento químico: el espectroscopio.

2.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica. Estructura de Lewis. Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos.

Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido. Radios Atómicos. El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que está unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico.

Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A ° = 1 X 10 -8 m , para tener una idea de los radios atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el átomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el átomo de ca lcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el át omo de Cs de 2.62 A°. El tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según el tamaño en el que se representan el resto de los átomos.

En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al contrario, al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio atómico se disminuye. Energía de Ionización. La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1 . ATOMO + Energía ® ION

(catión) + 1 e

También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser arrancados del átomo. La siguiente figura muestra una gráfica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica.

En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren más energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar. Electronegatividad La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace, cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0 Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa que en la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente los electrones. Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A)

Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos. Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye. En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que se dan sobre elementos de un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la elaboración de una gráfica que resume la mejor organización que pueden tener todos los elementos, ésta es la tabla periódica.

3. ESTADOS DE LA MATERIA

unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.

La materia se puede encontrar en cinco estados y el cambio de uno a otro depende básicamente de la temperatura y la presión en que se encuentren. Los cambios que usualmente apreciamos suceden en condiciones normales de presión (± 1 atmósfera). Se discuten en este tema sólo los estados más comunes (sólido, líquido o gaseoso). Esto no significa la imposibilidad de cambios hasta plasma o Bose-Einstein, lo que sucede es que en condiciones regulares no es posible lograrlo. En general los cambios de estado son considerados como cambios físicos.

En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido. Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:

3.1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS (SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA MATERIA Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

3.1.2. Estado Líquido. Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas

3.1.1. Estado sólido. Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están

por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad. En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).

Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se

3.1.3. Estado gaseoso. Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.

mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión: 3.2. CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA 3.2.1. Vaporización. La vaporización es el nombre dado al cambio de líquido a gas. Teniendo en cuenta que los gases tienen mayor energía cinética que los líquidos, es de esperar que para evaporar

3.2.4. Solidificación. Cuando las partículas de un material líquido pierden suficiente energía cinética, pueden pasar al estado sólido (proceso exotérmico). Cuando colocas agua líquida en el congelador, ésta cambia a hielo. No obstante, si aprecias con mayor cuidado podrás notar que el volumen del agua aumenta. Esta es una propiedad característica del agua. Cuando sus moléculas se reordenan, al pasar al estado sólido, ocupan un mayor volumen. Por tanto, igual masa de agua con un mayor volumen da como resultado una menor densidad. Por esta razón el hielo flota en el agua líquida. No es recomendable, entonces, congelar recipientes de vidrio llenos de agua, ya que esta expansión puede romperlos.

un líquido se absorba energía (proceso endotérmico). Este es un proceso constante, en donde las partículas de la superficie del líquido adquieren suficiente energía y se rompen las fuerzas intermoleculares que las mantienen en estado líquido. Es importante que distingas la evaporación de la ebullición, la cual depende fundamentalmente de la presión y sucede no sólo con las partículas superficiales. 3.2.2. Condensación. Cuando hay suficiente pérdida de energía cinética, el gas puede cambiar al estado líquido. Esto lo observas cuando alrededor de un vaso de agua con hielo, se va formando agua aparentemente de la nada. En la atmósfera existe agua en estado gaseoso. Cuando estas partículas colisionan con el vaso frío, pierden energía cinética y se condensan (un proceso exotérmico).

3.2.5. Sublimación. Cuando las partículas de un sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar directamente al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso endotérmico). Este es un cambio de estado poco común, pero puede observarse cuando el hielo seco (dióxido de carbono, CO2, sólido) pasa a CO2 gas. Otra sustancia que presenta este cambio es el yodo. Cuando se calienta en estado sólido, pasa a gaseoso en forma de gas color púrpura intenso. Otras sustancias también pueden sublimarse a ciertas presiones y temperaturas.

Otro caso se puede observar en un encendedor de gas, si te fijas bien notarás que dentro de este hay un líquido. Este líquido es el resultado de someter un gas a alta presión (licuefacción). Cuando se abre la válvula se reduce la presión y las partículas pasan nuevamente al estado gaseoso. 3.2.3. Fusión. Cuando las partículas de un sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar al estado líquido (proceso endotérmico). Algunas veces utilizamos la expresión "se funde" para decir que una bombilla se dañó. En este caso, lo que sucede es que el filamento de tungsteno llega a un punto de desgaste tal que la temperatura generada por el mismo lo funde o "derrite" interrumpiendo así el circuito eléctrico.

Los refrigeradores sin escarcha utilizan la sublimación. Calentando ligeramente los congeladores se derrite posible acumulación de escarcha; el agua líquida cae por una canaleta sobre el motor y se evapora. Al pasar un flujo de aire se remueven las moléculas de agua a medida que se subliman. La sublimación del CO2 se utiliza para crear ambientes cubiertos por una nube densa de CO2. Este gas es más denso que el aire y tiende a difundirse a nivel del suelo. Para lograr el efecto se agrega CO2 sólido a un balde con agua ligeramente caliente.

La cantidad de agua en estado gaseoso (vapor de agua) es lo que determina la humedad del ambiente.

3.2.6. Deposición. Este proceso en algunas ocasiones lo describen como sublimación inversa. Es decir, que las partículas de un gas pierden suficiente energía cinética y pueden pasar a estado sólido sin pasar por líquido (proceso exotérmico). En situaciones cotidianas es muy poco probable observar este cambio de estado, no obstante, la sustancia que más fácilmente permitiría ver este proceso es el yodo. Si se coloca una superficie fría sobre el vapor sublimado, se podrá observar que se forman pequeños cristales de yodo. Es decir, el yodo se sublima y se deposita sobre la superficie fría.

El punto de ebullición es la temperatura en que la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición estándar registra a 1 atm de presión (760 mm Hg), pero los líquidos pueden hervir a diferentes temperaturas dependiendo de la presión externa. Cuando se estudian los estados y los cambios de estado de diferentes sustancias se obtiene lo que se conoce como diagrama de fases. En estos diagramas pueden determinarse las condiciones necesarias de presión y temperatura para obtener un material en un estado determinado.

¿Por qué unos líquidos se evaporan más rápido que otros? Anteriormente cuando hablamos de la evaporación, mencionamos que las partículas de la superficie adquieren suficiente energía cinética y se rompe la atracción intermolecular con las partículas en estado líquido. Una vez estas partículas escapan se localizan en la parte superior del líquido y ejercen presión sobre el mismo líquido. Esta presión la conocemos como presión de vapor, la cual se relaciona con la fuerza de atracción intermolecular y la temperatura. A menor fuerza de atracción intermolecular, mayor número de partículas en estado gaseoso sobre el líquido, por tanto mayor presión de vapor. Esto significa que aquellos líquidos que se evaporan más rápidamente son líquidos con una mayor presión de vapor. Es decir, que en estado líquido tienen menor atracción molecular entre sus partículas. La siguiente gráfica muestra la presión de vapor de diferentes líquidos:

En los diagramas de fase se puede distinguir un punto en donde se encuentran los tres estados. Este se conoce como el punto triple y es la temperatura y presión en la cual el material se puede encontrar simultáneamente en equilibrio como sólido, líquido y gas.

En cualquier punto sobre las líneas divisorias entre estados, la sustancia se encuentra en equilibrio entre las fases. Es decir, que se encuentra entre las dos fases (sólido-líquido, líquido-gaseoso, sólidogaseoso). Es importante que tengas en cuenta que durante el cambio de estado, la temperatura de la sustancia no cambia, ya que toda la energía se está utilizando para romper las atracciones intermoleculares. Por tanto, cierta cantidad de agua a 1 atm de presión, tendrá un punto de ebullición de 100 °C, sin importar cuánta energía se proporcione al agua. Sin embargo, una vez pase a vapor, éste puede obtener temperaturas muy superiores haciendo que las quemaduras con vapor tengan efectos más letales que con agua hirviendo.

sangre para absorber mayor cantidad de oxígeno y así proporcionar el gas necesario para las células. Cuando alguien de la costa o lugares a mucha menor altitud llegan a sitios o ciudades en las montañas como Bogotá, se sienten mucho más cansados, presentan dolor de cabeza y mareo. Este problema, conocido como el mal de montaña, puede ser tan serio que en algunos casos puede causar acumulación de líquidos en los pulmones y el cerebro, ocasionando incluso la muerte. Es muy común en escaladores, caminantes o exploradores que ascienden mucho más rápido de lo que el cuerpo se puede ajustar a la disminución del oxígeno en el aire. Para evitar este problema los escaladores de grandes altitudes ascienden en varias etapas de días o semanas a diferentes alturas para acostumbrar al cuerpo. Sin embargo, hay un punto en que la cantidad de oxígeno en el aire (presión) es tan baja que es necesario utilizar tanques de oxígeno para evitar problemas posteriores.

El mal de montaña y su relación con la composición de la atmosfera La atmósfera es la mezcla de gases que envuelve la Tierra y se mantiene allí principalmente por la atracción gravitacional y los movimientos térmicos. El 90% de la masa de la atmósfera se encuentra en los primeros 12 km sobre la superficie y la conforman principalmente gases como nitrógeno (78%), oxígeno (21%), argón (0,9%) y dióxido de carbono (0,03%). También la mezcla contiene trazas de otras sustancias como metano, ozono, sulfuro de hidrógeno, monóxido de carbono, óxidos de nitrógeno y azufre, hidrocarburos, fluoroclorocarburos y material particulado suspendido en el aire. El vapor de agua se encuentra dentro de los primeros kilómetros en la atmósfera y su cantidad varía dependiendo del lugar. Cada uno de los gases presentes tiene diferentes densidades, lo que hace que unos se localicen y concentren más en algunas regiones, esto hace que la presión atmosférica cambie dependiendo de la altitud. A menor cantidad de gases en la atmósfera, menor presión atmosférica, sin embargo los porcentajes se mantienen. A nivel del mar se tiene un 21% de oxígeno a 760 mm Hg (1 atm), pero a 3600 m, la presión atmosférica es cerca de 480 mm Hg y el aire tiene cerca de un 40% menos de oxígeno. Por tanto, en las montañas, a mayor altitud, la concentración de oxígeno es menor. Las personas que usualmente viven en zonas altas tienen una mayor cantidad de hemoglobina en la

Cuando un escalador comienza a padecer del mal de montaña, entre otros, el cuerpo aumenta la profundidad y frecuencia de la respiración, se producen más glóbulos rojos, se aumenta la presión en los capilares pulmonares forzando a la sangre a ira lugares del pulmón que usualmente no se utilizan para respirar a nivel del mar y se aumenta la producción de una enzima que causa la liberación del oxígeno a los tejidos del cuerpo.

Para recordar •

Los cambios de estado son básicamente cambios físicos

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Los cambios de estado más comunes suceden principalmente entre los estados sólido, líquido o gaseoso, pero esto no significa que no se puedan lograr cambios hacia plasma o condensado de Bose-Einstein, si se dan las condiciones necesarias.

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Los cambios de estado pueden ser procesos endotérmicos o exotérmicos, lo cual depende de si el estado al que se cambia tiene mayor o menor energía cinética. En un cambio exotérmico se libera energía, en uno endotérmico se absorbe energía.

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La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas; la deposición, de gas a sólido; la vaporización de líquido a gas; la condensación, de gas a líquido; la fusión, de sólido a líquido; y la solidificación, de líquido a sólido.

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La atmósfera está conformada por diversos gases, siendo los más abundantes el nitrógeno (78%) y el oxígeno (21%).

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Algunos líquidos se evaporan mucho más rápido que otros, ya que tienen una menor fuerza de atracción intermolecular, por tanto una mayor presión de vapor. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa.

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El oxígeno, al ser más denso que muchos de los otros gases en la atmósfera, tiende a ocupar posiciones bajas como a nivel del mar.

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Una baja cantidad de oxígeno disponible en altitudes puede causar el mal de montaña, en personas que ascienden a un ritmo mayor del que el cuerpo necesita para acostumbrarse a la falta de oxígeno.

EJERCICIOS…… Propón 1. Si tienes disponibles cuatro líquidos como la acetona (se encuentra en algunos removedores de esmalte), gasolina, agua y alcohol, ¿qué experimento realizarías para determinar qué líquido se evapora más rápido? Elabora una lista de materiales, una hipótesis y un procedimiento para realizarlo.

Interpreta Contesta las preguntas 2 y 3 con base en la siguiente gráfica:

2. Tienes tres recipientes cada uno con la misma cantidad, a 1 atm de presión y a una temperatura de 10 °C con los siguientes líquidos: éter dietílico, etanol, agua. Al cabo de un tiempo observas que uno de los recipientes tiene menor cantidad de líquido que los otros. ¿Cuál podría ser este líquido? ¿Por qué? 3. ¿Cuál sería el punto de ebullición del etanol en un lugar en donde la presión atmosférica es 500 mm Hg? Contesta la pregunta 4 con base en el siguiente diagrama:

4. Si tienes un trozo de carbón a 25 °C y 1 atm de presión (1,01 x 10 Pa), ¿a qué condiciones debes someter el carbón para obtener diamante? Indaga 5. Cuando hay un incendio y se llenan de humo las habitaciones, los bomberos recomiendan desplazarse arrastrándose por el suelo como una medida de prevención. ¿Por qué crees que esta es una recomendación importante?

4. FUNCIONES QUÍMICAS Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de compuestos análogos. Se conocen funciones en las dos químicas, mineral y orgánica; así son funciones de la química mineral la función anhídrido, función óxido, función ácido, función base y función sal. Las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo, porque de ella se desprenden todas las demás. Para mayor claridad dividimos las funciones orgánicas en dos grupos, que designamos con los nombres de fundamentales y especiales. Las funciones fundamentales son: la función alcohol, función aldehído, función cetona y función ácido. Las funciones especiales son: la función éter, la función éster, función sal orgánica, función amina y amida y funciones nitrilo y cianuro.

4.1. COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES

Gas Real. Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales. Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no, se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros. 1. - Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas. 2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas. 3. - El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.

4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen. 5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular. 6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

RESUELVE… En condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (0º C) se tiene 1 mol de cada uno de los siguientes hidrocarburos gaseosos: Metano (CH4)

Acetileno (C2H2)

y Etano (C2H6)

¿Cuál(es) de las siguientes propiedades son iguales para los tres hidrocarburos? I)

La masa.

II) El volumen. III) El número de moléculas. Alternativas: A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo II y III E) I, IIy III

5. NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS La comunicación entre los seres vivos requiere de un lenguaje que debe ser comprendido tanto por el que lo emite como por el que lo recibe. Así, los profesionales químicos tienen un lenguaje que les es propio y que los distingue entre los otros especialistas, Nomenclatu ra Química.

moderna. Este sistema asigna nombres que revelan sin ambigüedad la composición de la sustancia. Sin embargo, son necesarias ciertas excepciones para algunos compuestos: por ejemplo, el H2O su nombre es agua y no, óxido de dihidrógeno.

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Aun cuando cada vez resulta más difícil lograr esta diferenciación, diremos que los compuestos orgánicos contienen fundamentalmente al elemento carbono e hidrógeno, comúnmente en combinación con elementos como oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Esta diferenciación es necesaria puesto que la nomenclatura en química orgánica es muy distinta a la nomenclatura en química inorgánica.

Entendemos por nomenclatura química al sistema de normas, comunes en todo el mundo, para denominar a los elementos y compuestos químicos. La nomenclatura corresponde a la forma como se escriben y nombran los compuestos químicos

Han pasado dos siglos de desarrollo químico y en la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los cinco millones. Esto ha llevado a los químicos a diseñar formas claras y sistemáticas para nombrar las sustancias químicas.

Los compuestos son sustancias puras formadas por dos o más elementos diferentes y se representan a través de fórmulas químicas que describen su composición. Por lo tanto, es de vital importancia conocer el símbolo de cada elemento y conocer los números de oxidación de cada elemento en el compuesto antes de escribir y/o nombrar una sustancia química.

A. Lavoisier presentó un informe a la academia Francesa en que empleaba términos como “ico”, “ato”, “oso” e “ito” para nombrar sustancias químicas. Por ejemplo, óxido ferroso (FeO), óxido férrico (Fe2O3). J. Berzelius continúo con el tema y propuso un método utilizando sufijos numéricos griegos. Por ejemplo, monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2).

Símbolos. Los elementos químicos son sustancias puras, constituidas por una sola clase de átomos. Algunos se presentan en estado sólido, por ejemplo cobre y oro; otros en estado líquido, por ejemplo, mercurio y bromo; y otros en estado gaseoso, por ejemplo oxígeno y nitrógeno.

Con el fin de aunar criterios y lograr una terminología universal la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, conocida como IUPAC, por su sigla en inglés, ha elaborado y publicado las “reglas definitivas para la Nomenclatura en Química Inorgánica” y que constituye la química

Los elementos se representan por símbolos formados por la primera letra de su nombre en castellano, en latín, árabe o griego. En algunos casos se le agrega una segunda letra, escribiendo siempre la primera letra en mayúscula y la segunda, si existe, en minúscula.

Símbolos de algunos elementos Actualmente se conocen 109 elementos químicos, de los cuales 90 se encuentran en la naturaleza; el resto ha sido sintetizado a través de reacciones nucleares. Estos elementos han sido ordenados, de acuerdo a sus propiedades, en el denominado Sistema Periódico de los Elementos Químicos. De acuerdo a sus propiedades estructurales y eléctricas los elementos se clasifican como metálicos, no metálicos y metaloides. De los 109 elementos químicos, los metales constituyen más del 70%, y los puedes encontrar a la izquierda del Sistema Periódico. Los no metales están en el extremo derecho y los metaloides en la zona límite. De acuerdo a su configuración electrónica los elementos químicos se clasifican como representativos, transición y gases nobles. Número o estado de oxidación. El número de oxidación o estado de oxidación (EDO), es un concepto teórico convencional que es importante tener en cuenta para la nomenclatura en química inorgánica. Se define como la carga aparente que adquiere un átomo cuando forma parte de un compuesto. Cada elemento químico tiene una capacidad de combinación que le es propia y que se designa por uno o más números enteros positivos y/o negativos. Estado de oxidación de los elementos representativos

Estado de oxidaciรณn de algunos elementos de transiciรณn.

Con fines netamente prácticos definiremos algunas reglas que nos permiten determinar el estado de oxidación de los elementos constituyentes de una fórmula química. El número de oxidación de cualquier sustancia elemental es 0. El número de oxidación para el hidrógeno es +1, excepto cuando forma hidruro que es -1. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto cuando forma peróxido que es -1. El número de oxidación de los elementos del grupo I-A (metales alcalinos) es +1. El número de oxidación de los elementos del grupo II-A (metales alcalinos térreos) es +2. Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuenta las reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que componen un compuesto neutro es cero, y de un ion es igual a su carga. Problema resuelto. ¿Cuál es el número de oxidación del azufre (S) en el compuesto anhídrido sulfúrico (SO3)?

EDO del azufre = x

Respuesta:

Por tanto, x + (-6) = 0

Paso 1: Por definición, el EDO del oxígeno es -2 y la suma algebraica de los EDO de todos los elementos debe ser igual a cero.

x = +6

EDO del oxígeno = -2, ! 3· (-2) = -6

Luego el número de oxidación del azufre en este compuesto es +6

Paso 2: En el compuesto hay un átomo de azufre y tres átomos de oxígeno, por lo tanto

EJERCICIOS…… 1. Determine el estado de oxidación de los elementos subrayados en los siguientes compuestos: -

MnO4H2SO4 CO2 K2Cr2O7

2. Investiga la nomenclatura de los compuestos inorgánicos

5.1. CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS 5.1.1. Función óxido. Los óxidos son compuestos binarios conformados por un elemento, que puede ser metal o no metal, y oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos de acuerdo con el carácter del elemento que se une con el oxígeno.

5.1.1.2. Óxidos ácidos. Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno; también se conocen con el nombre de anhídridos. Uno de los óxidos ácidos más conocidos es el dióxido de carbono, CO2, que se obtiene como producto de la combustión de la madera, el papel, el carbón y de los derivados del petróleo.

5.1.1.1. Óxidos básicos. Los óxidos básicos son compuestos formados por la combinación de un metal y el oxígeno; están unidos mediante enlaces iónicos. La reacción general es:

Estos óxidos se forman mediante enlaces covalentes y covalentes coordinados. La reacción general es:

M n + + O2 → M 2 On

nMn + + O2 → nM2On

Observa la ecuación anterior: los estados de oxidación de los elementos se intercambian entre sí y se escriben como subíndices.

Mn+

La fórmula general de los óxidos ácidos es:

nM 2On

O2 → M2On

Dónde: n= símbolo del metal 2= Valencia del oxígeno n= Valencia del no metal O= Oxigeno. 5.1.2. Función hidróxido. Los hidróxidos son sustancias muy conocidas usadas en la industria y en la vida cotidiana. Por ejemplo, el hidróxido de sodio se conoce comúnmente con el nombre de "soda cáustica" se usa como desengrasante y destapador de cañerías; en la industria es muy importante para la fabricación de jabón, papel y colorantes.

La fórmula general de los óxidos básicos es:

M 2On Dónde: M=Símbolo del metal, O= Oxígeno, 2= Estado de oxidación del O, Y n= Estado de oxidación del metal

Los hidróxidos, también llamados bases o álcalis, son compuestos terciarios que se obtienen como producto de la reacción entre un óxido básico y agua: óxido básico + agua → hidróxido. Son compuestos iónicos cuyo enlace se establece entre un catión (metal) y uno o más iones hidróxilo (OH ).

Ejemplos:

• Ca 2+ + O2− → CaO • Hg 2+ + O2− → HgO

nM -n + H 2 → H n nM

La siguiente ecuación química representa dicho proceso

M 2On Óxido básico

+ H 2O → M ( OH ) n Agua

Su fórmula general es:

Hidróxido

H n nM

La fórmula general es:

Donde, H= Hidrógeno M =No metal n= Estado de oxidación del no metal

M ( 0H )n

Por ejemplo:

Cl + H 2 → 2HCl ácido clorhídrico

Donde, M= Metal n= Estado de oxidación del metal 5.1.3. Función ácido. Los ácidos son sustancias muy importantes que se utilizan en la industria y en las casas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, conocido comúnmente como "ácido muriático", muy corrosivo-, se emplea para limpiar y desoxidar metales.

Características de los ácidos y las bases. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el papel tornasol y reaccionan con ciertos metales haciendo desprender hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y al tacto son jabonosas. Las soluciones de los ácidos y las bases tienen usos comunes en las actividades diarias de los hogares y las industrias; se usan como limpiadores, blanqueadores y materia prima para la obtención de muchos productos.

Los ácidos se clasifican en dos grupos: los oxácidos y los hidrácidos. Los primeros son compuestos ternarios que se forman cuando un óxido ácido reacciona con agua. La ecuación general para la obtención de un oxácido es:

nM 2 On + H 2O → H x ( nMO x ) x Óxido ácido

Agua

Afínales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius planteó que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Sugirió que los ácidos son compuestos que pueden disolverse en agua y liberar iones de hidrógeno en la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, se disuelve en el agua de la siguiente manera:

Oxácido

La fórmula general de los oxácidos es:

H x ( nMO )n

HC1 → H +( ac ) + Cl−( ac )

Dónde: H= Hidrógeno, n= No metal O= Oxígeno Por ejemplo:

Así, en la solución acuosa de ácido clorhídrico se encuentran iones H+y Cl-.

N2O5 + H2O → H2 N2O6 → HNO3 Óxido Agua Se simplifican Ácido nítrico nítrico los subíndices

Arrhenius definió las bases como sustancias que se disuelven en agua y liberan iones de hidróxido (OH ) en la solución. Por ejemplo, una base, de acuerdo con la definición de Arrhenius, es el hidróxido de sodio (NaOH):

Los hidrácidos, por su parte, son compuestos binarios que se forman cuando algunos no metales (elementos del grupo VI A y VII A, con menor estado de oxidación) reaccionan con el hidrógeno. La ecuación hidrácidos es:

general

para

obtención

NaOH → Na + (ac) + OH − (ac) Así,

en la solución

acuosa de hidróxido de sodio se encuentran iones + Na y OH .

Reacciones de neutralización. Si se mezcla una solución de un ácido con una solución de una base ocurre una reacción de neutralización. Los productos resultantes son una sal y agua, los cuales no poseen ninguna de las propiedades características de las soluciones del ácido o de la base. Por ejemplo, si se mezcla una solución de ácido clorhídrico, HC1, con una de hidróxido de sodio, NaOH, ocurre la siguiente reacción en la que se obtienen cloruro de sodio y agua.

un ácido con un hidróxido; son muy abundantes en la naturaleza. Las sales son compuestos iónicos formados por los cationes de las bases y los aniones de los ácidos. Guando se produce una sal a partir de un oxácido se obtiene una oxisal, que es un compuesto terciario conformado por un metal, un no metal y oxígeno. Si reacciona un hidrácido con un hidróxido se obtiene una sal haloidea o binaria, conformada por un metal y un no metal (halógeno). La ecuación general para la obtención de las sales es:

HC1 + NaOH → NaCl + H2O Ácido Hidróxido Cloruro Agua clorhídrico de sodio de sodio

H x ( nMO x ) x + M ( OH )n → MnMO Oxácido Hidróxido Oxisal H n nM + M ( OH ) n → nMM Hidráxido Hidróxido Sal haloidea

5.1.4. Función sal. Como ya sabes, las sales son compuestos que se producen al hacer reaccionar

RESUELVE 1.- Definiciones de estado o número de oxidación y valencia. 2.- Diferencias entre los dos conceptos. 3.- Principales valencias de los elementos metales y no metales. 4.- Principales estados de oxidación de metales y no metales. 5.- Qué es una función química? 6.- Principales funciones químicas inorgánicas 7.-¿Cuáles son las principales nomenclaturas que se usan para nombrar compuestos inorgánicos? 8.- Cómo se forman en general: 8.1. Los hidruros 8.2. Los óxidos 8.2. Los hidróxidos 9.- Formulación y nomenclatura de hidruros metálicos 10. Formulación y nomenclatura de hidruros no metálicos 11. Como se forman los óxidos básicos y los óxidos ácidos. Qué otros nombres Tienen? 12.Fórmula y nomenclatura de óxidos básicos 13. Formulación y nomenclatura de óxidos ácidos. 14. Qué son los peróxidos. Fórmulas y nombres. 15.¿Cómo se forman los hidróxidos? 16.-Formulación y nomenclatura de hidróxidos 17.-¿Cuál es la importancia de los elementos compuestos en el funcionamiento del ser humano.

6. CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual una o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

AB → A+B , donde AB es un compuesto y A y B elementos o compuestos. Por ejemplo, la descomposición del clorato de potasio para obtener cloruro de potasio y oxígeno gaseoso:

Los elementos y los compuestos se unen para formar nuevas sustancias; a este proceso se le conoce con el nombre de reacción química. Para representar una reacción química se utilizan algunos símbolos que constituyen una ecuación química.

6.1.3. Reacciones de desplazamiento simple. En las reacciones de desplazamiento o sustitución simple un elemento reacciona con un compuesto para ocupar el lugar de uno de sus elementos.

2KClO3 + MnO 2 → 2KCl + 3O 2

( el MnO2 se usa como catalizador )

A + BC → AB + C , donde A es un elemento, BC es un compuesto, AB es un compuesto y C es el elemento desplazado. Por ejemplo, la reacción del Zn con el ácido sulfúrico:

Los símbolos de una ecuación química son: una flecha que indica cambio, al lado izquierdo de ella se escriben los reactivos o reactantes, es decir, las sustancias que van a reaccionar entre sí, y al lado derecho se escriben los productos, que son las sustancias que se forman a partir de la combinación de los reactantes.

Zn + H 2SO 4 → ZnSO 4 + H 2 El Zn sustituye a los dos átomos de hidrógeno presentes en el ácido.

Por ejemplo, para obtener sulfato de calcio se hace reaccionar ácido sulfúrico e hidróxido de calcio.

6.1.4. Reacciones de desplazamiento doble. Se caracterizan porque reaccionan dos compuestos para formar otros dos nuevos, sin que ocurra cambio en los números de oxidación de los elementos. AB + CD → AD + BC , donde AB, CD, AD y BC son compuestos. Por ejemplo, la reacción del cloruro de sodio con el nitrato de plata:

H 2SO4 + Ca ( OH )2 → CaSO4 + 2H 2O

Se conocen varias clases de reacciones: de síntesis o combinación, de descomposición, de desplazamiento simple, de desplazamiento doble y de óxidoreducción, entre otras.

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl ↓

6.1. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS

En estas reacciones se forma un precipitado, sólido insoluble y se simboliza con una flecha hacia abajo.

6.1.1. Reacciones de síntesis o de combinación. En esta clase de reacciones se combinan dos o más reactantes para formar un solo producto. La ecuación general que representa este proceso es:

6.1.5. Reacciones de óxido-reducción. En esta clase de reacciones hay transferencia de electrones, es decir, un elemento gana electrones y otro los pierde. A la pérdida de electrones se le denomina oxidación y a la ganancia se le denomina reducción. Por ejemplo:

A+B → AB , donde A y B pueden ser elementos o compuestos y AB el producto formado. Por ejemplo: 4Li + O 2 → 2Li 2O

4Ni 0 + 3O02 → 2Ni32+ O32-

6.1.2. Reacciones de descomposición. Este tipo de reacciones se caracteriza porque, a partir de un reactante, se obtienen dos o más productos.

PARA RECORDAR Ideas -

Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza. Los compuestos se forman por la unión de dos o más elementos. Los elementos químicos se unen entre sí para lograr su estabilidad completando ocho electrones en su último nivel de valencia. Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos. Las estructuras de Lewis muestran el tipo de enlace que se forma entre los átomos. Los enlaces químicos se forman por transferencia de electrones. En los enlaces iónicos se forman los cationes por pérdida de electrones, y los aniones, por ganancia de electrones. Los hidróxidos se forman por la combinación de un óxido básico con agua. Los ácidos oxácidos se forman al reaccionar un óxido ácido con el agua. Los ácidos hidrácidos se obtienen al reaccionar el hidrógeno y algunos elementos no metales de los grupos 16 y 17. La acción de los ácidos en algunos materiales ocasiona la corrosión. Las sales se obtienen mediante la combinación de un ácido con una base.

6.2. SISTEMAS DE NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS Hemos visto que los materiales, como los elementos, pueden unirse mediante el enlace químico en las reacciones, para dar lugar a nuevas sustancias que se conocen como compuestos químicos. Éstos se clasifican en inorgánicos y orgánicos.

Aunque existe una gran cantidad de compuestos inorgánicos, éstos pueden agruparse en familias, teniendo en cuenta la similitud de sus propiedades y su composición. Los compuestos inorgánicos también clasifican de acuerdo con sus propiedades químicas. Existen cuatro grupos con propiedades semejantes, que son las funciones químicas. Una función química es el grupo de compuestos que presenta propiedades comunes y que se diferencia de los demás compuestos químicos. Entre las principales están los óxidos, los ácidos, los hidróxidos y las sales.

Los compuestos orgánicos se denominan así por ser sustancias que producen los organismos vivos; se caracterizan por presentar una gran cantidad de átomos de carbono sus moléculas. Los compuestos inorgánicos son todas las sustancias que no contienen carbono y que no producen los seres vivos, aunque pueden formar parte de ellos.

Ejemplos:

Para identificar una función química en una fórmula química, se requiere conocer el grupo funcional, que es el átomo o grupo de átomos que está presente en determinados compuestos y le da sus características propias.

• Ca 2+ + O2− → CaO • Hg 2+ + O2− → HgO

Nomenclatura de los compuestos inorgánicos Nomenclatura de los óxidos básicos

Como existe una gran cantidad de compuestos químicos es necesario diferenciarlos; por ello, cada uno tiene un nombre. Para nombrarlos se emplean tres tipos de nomenclatura: la sistemática, la stock y la tradicional. Para que la comprensión de la nomenclatura química se facilite, se estudia por grupos de compuestos con similitudes en su composición o en sus propiedades químicas. La forma de nombrar los compuestos agrupándolos de acuerdo con su función química es la siguiente.

Nomenclatura tradicional. Para nombrar los óxidos se tienen en cuenta los estados de oxidación de los metales que se combinan con el oxígeno; así: •Si el metal con el que se combina el oxígeno tiene un sólo estado de oxidación se nombran empleando la palabra óxido y el sufijo ico en el nombre del elemento. También se pueden utilizar las palabras óxido de y el nombre del elemento. Estos son algunos ejemplos:

6.2.1. Función óxido. Los óxidos son compuestos binarios conformados por un elemento, que puede ser metal o no metal, y oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos de acuerdo con el carácter del elemento que se une con el oxígeno.

Li2O: óxido de litio. MgO: óxido de magnesio. SrO: óxido de estroncio.

6.2.1.1. Óxidos básicos. Los óxidos básicos son compuestos formados por la combinación de un metal y el oxígeno; están unidos mediante enlaces iónicos. La reacción general es:

•Si el metal con el que se combina el oxígeno tiene dos estados de oxidación, los óxidos se nombran empleando la palabra óxido y los sufijos oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor.

M n + + O2 → M 2 On

Por ejemplo: NiO: óxido niqueloso (estado de oxidación +2). Ni2O3: oxido niquélico (estado de oxidación +3).

Observa la ecuación anterior: los estados de oxidación de los elementos se intercambian entre sí y se escriben como subíndices.

•Si el elemento tiene cuatro estados de oxidación, el de menor oxidación se nombra con el prefijo hipo y el sufijo oso, el segundo estado, con el sufijo oso, el tercero con el sufijo ico y el mayor, con el prefijo per y el sufijo ico.

O2 → M 2 On

La fórmula general de los óxidos básicos es:

M 2On

Nomenclatura sistemática. Los óxidos básicos se nombran escribiendo delante de la palabra óxido el prefijo que indica el número de oxígenos y luego el nombre del elemento.

Dónde: M=Símbolo del metal, O= Oxígeno, 2= Estado de oxidación del O, Y n= Estado de oxidación del metal

Ejemplos: MgO: monóxido de magnesio. AIO3: trióxido de aluminio. Fe2O3: trióxido de hierro.

Nomenclatura stock. Los óxidos básicos se nombran mediante la palabra óxido, luego el nombre del metal y un paréntesis donde se coloca el número de oxidación del elemento en números romanos, antes de la reacción. Si un elemento tiene un sólo estado de oxidación, no se pone paréntesis.

SO3: óxido sulfúrico; el S trabaja con estado de oxidación de (+6). Nomenclatura sistemática. Los óxidos ácidos se nombran escribiendo delante de la palabra óxido el prefijo correspondiente a la cantidad de átomos de oxígeno que hay en el compuesto:

Ejemplos: Ejemplos: Mn2O3: óxido de manganeso (II). Fe2O3: óxido de hierro (III). Li2O: óxido de litio (sin paréntesis porque el litio sólo tiene un estado de oxidación).

SO: monóxido de azufre. CO2: dióxido de carbono. P2O5: pentóxido de fósforo.

6.2.1.2. Óxidos ácidos. Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno; también se conocen con el nombre de anhídridos. Uno de los óxidos ácidos más conocidos es el dióxido de carbono, CO2, que se obtiene como producto de la combustión de la madera, el papel, el carbón y de los derivados del petróleo.

Nomenclatura stock. Los óxidos ácidos se nombran escribiendo la palabra óxido, el nombre del no metal y un paréntesis donde se coloca el número de oxidación del elemento en números romanos. Ejemplos: P2O5: óxido de fósforo (IV). N2O3: óxido de nitrógeno (III). F2O7: óxido de flúor (VII).

Estos óxidos se forman mediante enlaces covalentes y covalentes coordinados. La reacción general es:

6.2.2. Función hidróxido. Los hidróxidos son sustancias muy conocidas usadas en la industria y en la vida cotidiana. Por ejemplo, el hidróxido de sodio se conoce comúnmente con el nombre de "soda cáustica" se usa como desengrasante y destapador de cañerías; en la industria es muy importante para la fabricación de jabón, papel y colorantes.

nMn + + O2 → nM2On La fórmula general de los óxidos ácidos es:

nM 2On

Dónde: n= símbolo del metal 2= Valencia del oxígeno n= Valencia del no metal O= Oxigeno.

Nomenclatura de los óxidos ácidos. Para nombrar los óxidos ácidos deben tenerse en cuenta las mismas normas que para los óxidos básicos. Nomenclatura tradicional. Los no metales de los grupos representativos presentan más de un estado de oxidación, por lo que pueden formar más de un óxido. Un ejemplo son los óxidos del→ azufre:

Óxido básico

Ejemplos:

La fórmula general es:

M 2On

+ H 2O → M ( OH )n Agua

Hidróxido

M ( 0H )n

SO: óxido hiposulfuroso; el S trabaja con estado de oxidación de (+2). SO2: óxido sulfuroso; el S trabaja con estado de oxidación de (+4).

Donde, M= Metal n= Estado de oxidación del metal

Nomenclatura de los hidróxidos. Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra hidróxido seguida del nombre del óxido metálico del cual proviene. Esta norma se aplica en las tres nomenclaturas.

La ecuación hidrácidos es:

general

para

obtención

nM -n + H 2 → H n nM

Ejemplos: Su fórmula general es: Fe (OH)2: hidróxido ferroso (nomenclatura tradicional), hidróxido de hierro (II nomenclatura stock) y dihidróxido de hierro (nomenclatura sistemática).

H n nM Donde, H= Hidrógeno M =No metal n= Estado de oxidación del no metal

Fe (OH)3: hidróxido férrico (nomenclatura tradicional), hidróxido de hierro (III nomenclatura stock) y trihidróxido de hierro (II) (nomenclatura sistemática).

Por ejemplo:

Cl + H 2 → 2HCl ácido clorhídrico

6.2.3. Función ácido. Los ácidos son sustancias muy importantes que se utilizan en la industria y en las casas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, conocido comúnmente como "ácido muriático", muy corrosivo-, se emplea para limpiar y desoxidar metales.

Nomenclatura de los ácidos. Para nombrar los oxácidos se escribe la palabra ácido seguida del nombre del no metal, con el sufijo del óxido ácido del que proviene. Por ejemplo: •HNO3: ácido nítrico, proviene del óxido nítrico. •H2CO3: ácido carbónico, proviene del óxido carbónico.

Para nombrar los hidrácidos se escribe la palabra ácido seguida del nombre del no metal con la terminación hídrico. Ejemplos:

nM 2 On + H 2O → H x ( nMO x ) x Óxido ácido

Agua

•HF: ácido fluorhídrico. • H2S: ácido sulfhídrico.

Oxácido

La fórmula general de los oxácidos es:

H x ( nMO )n Dónde: H= Hidrógeno, n= No metal O= Oxígeno

Las soluciones de los ácidos y las bases tienen usos comunes en las actividades diarias de los hogares y las industrias; se usan como limpiadores, blanqueadores y materia prima para la obtención de muchos productos.

Por ejemplo:

N2O5 + H2O → H2 N2O6 → HNO3 Óxido Agua Se simplifican Ácido nítrico nítrico los subíndices

Los hidrácidos, por su parte, son compuestos binarios que se forman cuando algunos no metales (elementos del grupo VI A y VII A, con menor estado de oxidación) reaccionan con el hidrógeno.

hidrógeno en la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, se disuelve en el agua de la siguiente manera:

Las sales son compuestos iónicos formados por los cationes de las bases y los aniones de los ácidos. Guando se produce una sal a partir de un oxácido se obtiene una oxisal, que es un compuesto terciario conformado por un metal, un no metal y oxígeno. Si reacciona un hidrácido con un hidróxido se obtiene una sal haloidea o binaria, conformada por un metal y un no metal (halógeno). La ecuación general para la obtención de las sales es:

HC1 → H +( ac) + Cl− ( ac ) Así, en la solución acuosa de ácido clorhídrico se + encuentran iones H y Cl . Arrhenius definió las bases como sustancias que se disuelven en agua y liberan iones de hidróxido (OH ) en la solución. Por ejemplo, una base, de acuerdo con la definición de Arrhenius, es el hidróxido de sodio (NaOH):

NaOH → Na

+ (ac)

+ OH

−

(ac) Así,

H x ( nMO x ) x + M ( OH )n → MnMO Oxácido Hidróxido Oxisal H n nM + M ( OH ) n → nMM Hidráxido Hidróxido Sal haloidea

en la solución

acuosa de hidróxido de sodio se encuentran iones + Na y OH .

Nomenclatura de las sales. Para nombrar las sales se toma el nombre del ácido (anión) del que provienen, se cambia su terminación y luego se nombra el metal (catión) que proviene del hidróxido.

Escala de Ph. En la definición de Broönsted-Lowry, los ácidos y las bases se relacionan con la concentración del ion de hidrógeno [H+] presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases la disminuyen (al aceptarlos) la acidez o alcalinidad de una solución puede medirse por su concentración de iones de hidrógeno.

HC1 + NaOH → NaCl + H 2O Ácido Hidróxido Cloruro Agua clorhídrico de sodio de sodio

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. Esta escala va de 0 a 14. Las sustancias con un pH entre 0 y 7 son ácidos pH y [H+] y están inversamente relacionadas: a menor pH, mayor [H+]. Las sustancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son alcalinas (bases) y también se relacionan inversamente: mientras mayor es el pH, menor es + [H ]. Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutras, por ejemplo el agua pura.

6.2.4. Función sal. Como ya sabes, las sales son compuestos que se producen al hacer reaccionar un ácido con un hidróxido; son muy abundantes en la naturaleza.

7. CONCEPTO DE MOL Mol es una de las magnitudes físicas fundamentales que forman parte del Sistema Internacional de Unidades. Esta unidad permite medir la cantidad de cualquier sustancia.

elevado a 23 partículas. Se trata de un número inmenso, que refleja una enorme cantidad de partículas. Al expresar el número de átomos que se encuentran en 12 gramos de carbono-12, la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento siempre es igual al peso atómico en unidades de masa atómica del mismo elemento. Esto quiere decir que el número de Avogadro permite realizar conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.

El mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales de un tipo como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esto quiere decir que la cantidad de unidades elementales (como átomos, moléculas o iones, por ejemplo) reflejadas en un mol de sustancia es una constante que no depende del tipo de partícula o del material en cuestión. Dicha cantidad se conoce como número de Avogadro.

7.1. RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR En química, para determinar un número grande de partículas muy pequeñas que conforman una sustancia química, fue necesario definir un nuevo término denominado mol (unidad fundamental de cantidad de materia), que se utiliza para contar partículas muy pequeñas, como átomos, moléculas, iones y electrones, en una muestra, y equivale a su masa atómica o a su masa molecular. Un mol tiene 6,022 x 1023 unidades, lo cual se conoce como el número de Avogadro en honor al físico italiano Amadeo Avogadro.

Esta constante, bautizada en homenaje al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), permite contar partículas microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como es el caso de la masa). El número de Avogadro, por lo tanto, ayuda a que los químicos expresen el peso de los átomos. La ecuación señala que un mol equivale a 6,022 x 10

Todos los elementos contienen, en un mol, el mismo número de átomos. Ejemplos: Un mol de sodio Un mol de carbono Un mol de hierro

contiene contiene contiene

6,022 x 10 átomos de sodio 23 6,022 x 10 átomos de carbono 23 6,022 x 10 átomos de hierro

Todos los compuestos contienen, en un mol, el mismo número de moléculas y de iones. Ejemplos: 23 Un mol de amoníaco (NH3) contiene 6,022 x 10 moléculas de NH3 23 +1 Un mol de cloruro de sodio (NaCl) contiene 6,022 x 10 iones de Na y de CH Medimos las cantidades en moles, en las operaciones que realizamos en química; por ello, el concepto de mol es fundamental, ya que se emplea en la mayoría de cálculos químicos.

laboratorio, para realizar cálculos necesitamos encontrar una relación entre el mol y otra magnitud más fácil de medir: la masa. Así, podemos medir la masa equivalente a los moles de una determinada sustancia, usando una balanza; esta relación es bien sencilla: la masa de un mol de un elemento se denomina mol-átomo y corresponde a la cantidad de elemento cuya masa en gramos es numéricamente igual a su masa atómica. Por ejemplo, el hierro (Fe) tiene una masa atómica de

El problema para medir moles reside en su propio concepto: no podemos determinar un mol de una sustancia a base de contar átomos, por la magnitud tan grande del número de Avogadro y el hecho de que es imposible "coger" un átomo. Por eso, en el

55,84 que corresponden a 6,022 x 10 hierro.

átomos de

molecular del compuesto expresada en gramos. Por ejemplo, el gas carbónico (CO2) tiene una masa 23 molecular de 44 g que corresponden a 6,022 X10 moléculas de gas carbónico.

La masa de un mol de cualquier compuesto se denomina mol-molécula molécula y corresponde a la masa

¿Cuánto sabes? 1. 2. 3. 4. 5.

Explica, con tus palabras y por medio de un ejemplo, qué es un mol. ¿Qué importancia tiene conocer la composición porcentual de un compuesto químico? ¿Qué información ión nos proporciona una fórmula química? ¿Qué cantidad de partículas hay en un mol de cualquier sustancia? ¿Qué expresa el número de Avogadro?

7.2. DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS Los materiales que nos rodean presentan cambios o transformaciones en forma permanente. Por ejemplo, cuando disuelves una cucharada de sal en un vaso de agua obtienes una mezcla que puede separarse por medio de la evaporación; la sal que queda es la misma que se disolvió, es decir, sus propiedades no cambian. Pero si colocas un alkaseltzer en agua, se produce un cambio químico o reacción química; las sustancias que participan en ella pierden sus propiedades y resultan nuevos compuestos con propiedades diferentes. Es importante diferenciar entre una mezcla y una reacción o cambio químico. Las mezclas están formadas por la reunión de dos o más materiales en proporciones variables; cada uno de sus componentes conserva sus propiedades físicas y químicas, aunque, en algunas ocasiones, ocurre un cambio en su apariencia. En las mezclas no ocurren cambios químicos, es decir, no se producen nuevas sustancias. Al disolver una sustancia en otra, ocurre un cambio físico, ya que las sustancias no se transforman en otras distintas. Por ejemplo, cuando hacemos una sopa, pareciera que la sal desaparece, pero sigue estando allí, porque al probar el caldo, la sentimos. Si queremos recuperarla, se hierve la sopa hasta que se evapore todo el líquido y la vemos en el fondo de la olla. Cuando se le echa azúcar al café, deja de verse, pero el café sabe dulce, el azúcar sigue allí pero disuelta, en partículas tan pequeñas que no puede verse. En un cambio químico, una o más sustancias se transforman y dan origen a otras nuevas; éstas no conservan sus propiedades debido a que su estructura interna y composición se modifican: estas transformaciones ocurren en el nivel molecular de la estructura, donde los átomos se reacomodan y forman nuevas sustancias. Cuando se enciende una vela, cuando se quema el papel, cuando una estatua de bronce se pone verde, cuando la masa se transforma en pan... ocurren cambios químicos. En todos los casos nombrados anteriormente, se empieza con unas sustancias y éstas se transforman en otras sustancias diferentes. Determinar a simple vista si ha ocurrido en verdad un cambio químico, no siempre es fácil. La forma más segura es analizar las sustancias en el laboratorio para ver si son las mismas con las que empezamos o si se trata de otras. Las condiciones ambientales pueden acelerar o desacelerar un cambio químico. Algunos son muy rápidos como el que ocurre al echar una tableta efervescente en agua o cuando estalla una cotufa. Otros son más lentos, como la decoloración de la ropa o la maduración de la fruta. Y otros son sumamente lentos, como la descomposición del mármol de una estatua o la oxidación del hierro de un automóvil. Existen ciertas características que a simple vista nos indican si se ha producido o no un cambio químico como: - Los cambios de olor, es señal de que algún material nuevo acaba de aparecer, como resultado de la transformación química de los materiales que se tenían al principio. - Los cambios de color, indican que se formaron sustancias nuevas, de color distinto al de las iniciales.

8. ESTEQUIOMETRÍA Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones. La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética; A+B

C+D

Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como: "la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas". 8.1. RELACIONES CUANTITATIVAS ENTRE LOS REACCIONANTES Y PRODUCTOS EN UNA REACCIÓN QUÍMICA Estas relaciones pueden ser. mol-mol mol-gramos gramos-gramos mol-volumen volumen-gramos volumen-volumen La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR cuya fórmula se muestra a continuación.

 MOLES DE LA SUSTANCIA DESEADA  factor molar =    MOLES DE LA SUSTANCIA DE PARTIDA  Los datos para el factor molar se obtienen de los COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN BALANCEADA. Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes] para indicar el factor molar y (paréntesis) para los factores de conversión. 8.1.1. RELACIONES MOL-MOL Para la siguiente ecuación balanceada:

¿Cuántas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al?

PASO 1 BALANCEAR LA ECUACIÓN Como en el problema propuesto la ecuación está ya balanceada, este paso se omite. PASO 2 Identificar la sustancia deseada y la sustancia de partida. La sustancia deseada es aquélla sobre la cual se pregunta un dato, y la de partida, es de la que nos dan el dato. Junto a la sustancia deseada se pone lo que me piden: moles, gramos o litros y junto a la de partida el dato. Para el problema propuesto: SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles SUSTANCIA DE PARTIDA: Al 3.17 moles PASO 3 Convertir la sustancia de partida a moles. Si el dato, como en este problema, es en moles, omitimos este paso. PASO 4 Aplicar el factor molar

3.17 moles Al

[

3 moles de O2 4 moles de Al

]

= 2.38 moles de O2

3.17 x 3 4

La operación realizada fue

PASO 5 Convertir el dato a la unidad requerida. Como en este caso lo que me piden son moles de oxígeno el resultado final es 2.38 moles de O2.

RESUELVE… Calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la siguiente ecuación?

8.1.2. RELACIONES MOL-GRAMOS La siguiente ecuación muestra una reacción de combustión y está balanceada:

¿Cuántos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5.70 moles de CO2 (bióxido de carbono)?

PASO 1: La ecuación ya está balanceada. PASO 2: SUSTANCIA DESEADA: C8H18 ? gramos SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 5.70 moles PASO 3: El dato está ya en moles PASO 4:

 2 moles C8H18 16  5.70 mol co2   = 0.713 moles C8H18 moles CO2   PASO 5: El problema pide gramos de C8H18 y nosotros tenemos moles, entonces usamos un factor de conversión utilizando la masa molecular del C8H18. C 8 x12.01 = H 18 x 1.01 =

96.08 18.18 +114.26 g

 114.26g  0.713 moles C8 H18   = 81.47 g de C8 H18  1 mol 

RESUELVE… Calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3 según la siguiente ecuación? (Pesos Atómicos: K = 39,1, Cl = 35,45, O = 16,00).

8.1.3. RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS ¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en base a la siguiente ecuación balanceada? 4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l) PASO 1: La ecuación ya está balanceada. PASO 2: SUSTANCIA DESEADA: HNO3 ? gramos SUSTANCIA DE PARTIDA: Zn(NO3)2 100.0 gramos PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles con la masa molar del Zn(NO3)2. Zn(NO3)2 Zn 1 x 65.39 =

65.39

N 2 x 14.01 =

28.02

O 6 x 16 =

96 + 189.41

 1 mol  100.0 g Zn(NO3 )2   = 0.530 molZn ( NO3 )2  189.41g  PASO 4:

 10 mol HNO3  0.530 molZn ( NO3 )2   = 1.33 mol HNO3  4 mol Zn(NO3 )2  PASO 5: El problema pide gramos de HNO3, y nosotros tenemos moles. Utilizamos un factor de conversión con la masa molar de HNO3. HNO3, H 1 x 1.01 = N 1 x 14.01 = O 3 x 16.00 =

1.01 14.01 48.00 + 63.02 g

 63.02g  1.33 mol HNO3   = 83.82g HNO3  1mol 

RESUELVE… Calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2 gramos de acetileno (C2H2)?. Según la siguiente ecuación: (Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, H = 1,008).

8.1.4. CÁLCULOS CON VOLUMEN Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con tres requisitos: 1) Que la sustancia intervenga en la reacción en estado gaseoso. 2) Que la reacción se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presión (T = 0°C = 273°K, P = 1 atm). 3) Utilizar el volumen molar de un gas, cuyo valor es 22.4 L/mol. Volumen molar de un gas.- Es el volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión. Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversión de litros a moles. 1 MOL = 22.4 Litros La siguiente ecuación balanceada, muestra la reacción de combustión del etano.

2 C2H6 (g) + 7 2 (g)

4 CO2 (g) + 6 H2O (g)

Calcule: a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C2H6 (etano)? PASO 1 : La ecuación se muestra ya balanceada. PASO 2 : SUSTANCIA DESEADA: O2 litros SUSTANCIA DE PARTIDA: C2H6 3.17 moles

PASO 3: El dato de la sustancia de partida ya está en moles. PASO 4: Aplicar el factor molar.

 7 moles de O2  3.27 moles C2H6   = 11.45 moles de O2  2 moles de C2H6  PASO 5: El problema pide litros de oxígeno, por tanto aplicamos el volumen molar para establecer el factor de conversión.

 22.4L  11.45 moles de O2   = 256.48 L O2  1mol 

RESUELVE… ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido de carbono)?

PARA RECORDAR Ideas • • • • • • • • • • • •

9. SOLUCIONES Y FORMAS DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES disuelve y se encuentra distribuida uniformemente en el solvente. El solvente es la sustancia que disuelve y generalmente está en mayor proporción. Por ejemplo, cuando disuelves un poco de sal en agua, la sal es el soluto y el agua es el solvente o disolvente. Las soluciones en las cuales el solvente es agua se denominan acuosas. Existen varias clases de soluciones: sólidas, líquidas y gaseosas.

Soluciones sólidas. Las soluciones sólidas están formadas por sólidos en los cuales un componente está disperso al azar en otro componente. Estas soluciones son de gran importancia en la industria, las aleaciones pertenecen a estas soluciones. Por ejemplo, el bronce está constituido por cobre y estaño, el latón está formado por cobre y zinc, y el acero está formado por hierro y carbono.

Como recordarás, la materia puede existir en forma de elementos, compuestos y mezclas. Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza, por ejemplo, el oro, el oxígeno y el calcio, entre otros. Los compuestos son sustancias que se forman mediante la unión de dos o más elementos de diferente clase, como el agua, la glucosa y la sal. Las mezclas se forman por la unión de dos o más sustancias que se hallan en proporciones variables. Sus componentes conservan sus propiedades físicas y químicas, lo que permite que se puedan separar mediante métodos físicos como evaporación, cristalización, destilación, cromatografía, filtración, centrifugación o decantación, entre otros.

Soluciones líquidas. Las soluciones líquidas se pueden obtener al disolver una sustancia sólida, líquida o gaseosa en un líquido. Las partículas del soluto se encuentran distribuidas al azar en toda la solución, por ejemplo, una mezcla de agua y alcohol. Soluciones gaseosas. En las soluciones gaseosas los gases se mezclan en todas las proporciones, formando siempre mezclas homogéneas. Por ejemplo, una mezcla de oxígeno y nitrógeno. Cuando un líquido se disuelve en otro y forman una solución, se dice que son solubles o miscibles. Pero, si al mezclarse se forma más de una fase, se dice que son insolubles o inmiscibles. Por ejemplo, el alcohol es miscible o soluble en agua y el aceite es inmiscible o insoluble en agua.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas heterogéneas son aquellas en las que algunos de sus componentes se pueden diferenciar a simple vista y presentan dos o más fases. Por ejemplo, en el agua con aceite se observan dos fases, ambas líquidas y, al mezclar arena con agua, se evidencian dos fases, una en estado líquido y otra en estado sólido. Las mezclas homogéneas son aquellas que forman una sola fase, su aspecto es uniforme, de manera que sus componentes no se pueden diferenciar. Por ejemplo, al disolver una cucharadita de azúcar en un vaso de agua, se observa una sola fase en estado líquido, o, al preparar un café con leche, se identifica una sola fase líquida. A las mezclas homogéneas se les denomina soluciones.

La naturaleza del soluto y del solvente. Para que un soluto se disuelva debe presentar propiedades similares al solvente. Es decir, la solubilidad aumenta si las moléculas que entran en contacto tienen propiedades eléctricas y estructurales semejantes. Por esta razón, el agua, que es una molécula polar, disuelve a cientos de sustancias polares, como las sales inorgánicas; y no disuelve a sustancias no polares, como los aceites y las grasas. Los solutos no polares forman soluciones con solventes no polares, como el éter, el cloroformo y el tetracloruro de carbono.

Una solución está formada por dos componentes: el soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se

En las soluciones de líquidos o de sólidos disueltos en líquidos debe haber atracción entre el soluto y el solvente para que se forme una solución. Si no hay atracción entre el soluto y el solvente, las partículas de soluto permanecen unidas y no se mezclan con las del solvente.

cuando alcanzan la superficie del líquido en un recipiente abierto. La presión. La presión influye especialmente en la solubilidad de las sustancias gaseosas en los líquidos. Al aumentar la presión, aumenta la solubilidad de los gases en los solventes. La presión poco efecto tiene en la solubilidad de los líquidos y los sólidos, ya que son sustancias que se comprimen muy poco.

La temperatura. Generalmente al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. Esto ocurre porque la temperatura incrementa el movimiento de las partículas, ya sean moléculas o iones. Por ejemplo, si agregas azúcar a un vaso de agua caliente, ésta se disolverá más rápido que enagua fría.

El tamaño de las partículas. Esta propiedad se refiere al estado de subdivisión de las partículas que conforman el soluto, es decir, a su tamaño. Tiene una gran influencia en las soluciones formadas por sustancias sólidas disueltas en líquidos. Entre más pequeñas sean las partículas del sólido, habrá mayor superficie de contacto entre las moléculas de soluto y de solvente, lo cual facilita el proceso de disolución.

Sin embargo, la solubilidad de un gas en un líquido y de un gas en sólido, disminuye al aumentar la temperatura. Esto se debe a que, al aumentar la temperatura, aumenta el movimiento de las partículas de soluto y de solvente. Por tanto, las moléculas gaseosas pueden escapar de la solución

Las moléculas polares del agua atraen los iones Na+y Cl- , los iones se desprenden del soluto y pasan a la solución en donde se hidratan.

9.1. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES Como ya sabes, una solución está formada por un soluto y un solvente. En ocasiones podemos tener soluciones donde la cantidad de soluto es pequeña. Éstas se denominan diluidas. En otras soluciones, la cantidad de soluto es relativamente alta y se denominan concentradas. Si la solución contiene la cantidad máxima que el soluto puede disolver a una temperatura dada, se llama saturada. Si la solución contiene más soluto que la cantidad máxima a una temperatura dada, se denomina sobresaturada; y si la cantidad de soluto es menor que la máxima que el solvente puede disolver, se llama insaturada. Para establecer la relación cuantitativa entre los componentes de una solución se utilizan las unidades físicas y las unidades químicas de concentración. La concentración es una medida de la cantidad de soluto presente en una cierta cantidad de solución. 9.1.1. Unidades físicas de concentración. El valor de éstas no depende de la naturaleza de las sustancias que forman la solución. Se expresan en términos de unidades de volumen o unidades de masa. •

Porcentaje en masa (% m/m): relaciona los gramos de soluto presentes en 100 gramos de solución. Su expresión matemática es:

% •

m masa de soluto x 100 = m masa de solucion

Porcentaje en volumen (% v/v): relaciona el volumen de soluto por cada 100 ml de solución. Su expresión matemática es:

v volumen de soluto x 100 % = v volumen de solucion •

Porcentaje masa-volumen (% m/v): se refiere a la masa de soluto por cada 100 unidades de volumen de solución. Su expresión matemática es:

% •

m masa de soluto x 100 = v volumen de solucion

Partes por millón (ppm): su expresión matemática es:

ppm=

miligramos de soluto litro de solucion

9.1.2. Unidades químicas de concentración. Para expresar de otra manera la concentración de las soluciones se utilizan las unidades químicas. Estas unidades dependen de la clase de sustancias que forman la solución. •

Molaridad o concentración molar (M):

numero de moles de soluto litro de solución

•

Molalidad (m):

m= •

número de moles de soluto kilogramo de solvente

Normalidad (N):

número de pesos equivalentes gramo de soluto litro de solución

se abrevia así:

número de eq-g gramo de soluto litro de solución

Fracción molar (X): indica la relación entre el número de moles de un componente de la solución, con el número de moles totales de la solución. La fracción molar de la sustancia A, soluto en la solución, se define como el número de moles de la sustancia A, dividido entre el número de moles totales de la solución (moles de soluto + moles de solvente).

XA =

número de moles A número de moles totales de la solución

10. ACIDEZ En nuestra vida diaria utilizamos cientos de sustancias que se pueden clasificar de acuerdo con su grado de acidez en acidas, básicas o neutras. Estas sustancias tienen la propiedad de cambiar el color de otras sustancias llamadas indicadores. Por ejemplo, la fenolftaleína se torna fucsia al reaccionar con los hidróxidos y permanece incolora

con los ácidos. El papel tornasol rojo vira a azul y el papel tornasol azul vira a rojo con los ácidos. Los ácidos y las bases presentan propiedades químicas diferentes. Existen algunas teorías que explican el proceso por el cual las reacciones ácidobase se llevan a cabo.

Teoría de Svante Arrhenius Esta teoría plantea que un ácido es un compuesto que, al ser disuelto en agua, aumenta la + concentración de hidrogeniones, H ; y una base es un compuesto que, al ser disuelto en agua, incrementa la concentración de iones hidroxilo, OH .

Los indicadores de pH son sustancias orgánicas que cambian de color al contacto con sustancias acidas, básicas o neutras. Consulta cómo se elaboran los indicadores de pH a partir de vegetales.

Teoría de Bronsted-Lowry +

La teoría de Bronsted-Lowry Lowry plantea qu que e un ácido es una sustancia que cede protones, H , originando una base conjugada; y una base es una sustancia que acepta estos protones, originando un ácido conjugado. Por ejemplo:

HC1 + H 2 O →

H 3O +

Cl-

ácido + base → ácido conjugado + base ba conjugada Teoría de Lewis Gilbert Lewis estableció que un ácido es aquella sustancia que acepta pares de electrones, y una base es la sustancia que cede pares de electrones. Por ejemplo:

Las teorías anteriores explican el proceso por el cual las reacciones ácido ácido-base base se llevan a cabo. Es importante + tener en n cuenta que, en una solución acida acuosa, la concentración de H es mayor que la concentración de 11OH ; en una solución básica acuosa, la concentración de OH es mayor que la concentración de H+, y en una solución neutra, estas concentraciones son igual iguales. Para medir la acidez, el bioquímico Sören Sörensen inventó la escala de pH (potencial de hidrogeniones). Esta escala está entre los valores de 0 a 14. Las sustancias que presentan un pH entre 0 y 6,4 son acidas, como los cítricos y los jugos gástricos.. Aquellas que tienen un pH entre 7,4 y 14 son básicas, como los detergentes y la leche de magnesia. Las que presentan un pH entre 6,5 y 7,3 son neutras, como el agua y la sangre humana. La expresión matemática para determinar el pH de una sustancia, teniendo teniendo en cuenta la concentración de iones H+, es:

pH = log

1  H + 

o pH = − log  H +  +

-5

Por ejemplo, para una sustancia cuya concentración de H es de 1 x 10 M, su pH es:

pH = − log 1 x 10-5  pH = 5

10.1. ÁCIDOS, BASES Y POTENCIAL DE HIDRÓGENO Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido.

clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:

Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH ) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):

En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes características: Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.

La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por qué todos + los ácidos sueltan H ia la solución (y todas las bases sueltan OH ). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización.

Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.

La Neutralización. Tal como puede ver arriba, los + ácidos sueltan H en la solución y las bases sueltan OH . Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el + ión H se combinaría con el ión OH ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua:

A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.

formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por qué las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra a continuación:

En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases.

En este ejemplo, el acido carbónico formado (H2CO3) pasa por descomposición rápida a agua y dióxido de carbono gaseoso, y también las burbujas de solución como el gas CO2 se liberan. pH

La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes + de protones porque un ión- hidrógeno H menos su electrón - es simplemente un protón).

En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, segruirían siendo consideradas bases + porque pueden aceptar un H de un ácido para

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

-7

Por ejemplo, una solución con [H ] = 1 x 10 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va + de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H ] están inversamente + relacionados, menor pH significa mayor [H ]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 + son bases (mayor pH significa menor [H ]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra + s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H ] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

11. SISTEMAS TERMODINÁMICOS Un sistema termodinámico (también denominado sustancia de trabajo) se define como la parte del universo objeto de estudio. Un sistema termodinámico puede ser una célula, una persona, el vapor de una máquina de vapor, la mezcla de gasolina y aire en un motor térmico, la atmósfera terrestre, etc.

Los sistemas termodinámicos pueden ser aislados, cerrados o abiertos. • Sistema intercambia ni alrededores.

aislado: es aquél materia ni energía

que con

no los

• Sistema cerrado: es aquél que intercambia energía (calor y trabajo) pero no materia con los alrededores (su masa permanece constante).

El sistema termodinámico puede estar separado del resto del universo (denominado alrededores del sistema) por paredes reales o imaginarias. En este último caso, el sistema objeto de estudio sería, por ejemplo, una parte de un sistema más grande. Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislantes (llamadas paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor (diatérmicas).

• Sistema abierto: es aquél que intercambia energía y materia con los alrededores. En la siguiente figura se han representado los distintos tipos de sistemas termodinámicos.

11.1. VARIABLES DE ESTADO En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio. Dado un sistema termodinámico en equilibrio puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que sus valores determinan unívocamente el estado del sistema.

otra función de estado tendrá el mismo valor en ambos sistemas con independencia del valor de las variables en instantes anteriores. En general, los sistemas fuera del equilibrio no pueden ser representados por un número finito de grados de libertad, y su descripción es mucho más compleja. Algunas variables de estado de un sistema en equilibrio son:

El valor de una función de estado sólo depende del estado termodinámico actual en que se encuentre el sistema, sin importar cómo llegó a él. Esto significa que si, en un instante dado, tenemos dos sistemas termodinámicos en equilibrio con n grados de libertad y medimos un mismo valor de n funciones de estado independientes, cualquier la densidad la polarización.

la energía interna la presión. la temperatura. el volumen la entalpía la entropía

11.2. EQUILIBRIO QUÍMICO En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.

PRUEBA TIPO ICFES RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON EL SIGUIENTE GRÁFICO

1. En el proceso de evaporación del agua se puede afirmar que se presenta un cambio de estado de: a) Sólido a líquido. b) Líquido a sólido.

c) Líquido a gas. d) Gas a sólido.

2. En el proceso ceso de precipitación el agua está cambiando su estado de: a) Líquido a líquido. b) Gas a líquido.

c) Líquido a gas. d) Líquido a sólido.

RESPONDA LAS PREGUNTAS 3 A 7 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN En el gráfico siguiente se muestran algunos montajes montaj de separación

3. El montaje más adecuado para separar líquidos inmiscibles (insolubles) entre sí es: a) Destilación. c) Filtración. b) Decantación. d) Evaporación. 4. El montaje más adecuado ado para separar un sólido (insolubles) suspendido en un líquido es: a) Filtración. c) Evaporación. b) Decantación. d) Destilación. 5. Se tienen tres sólidos con las siguientes propiedades. Sólido Sal Hierro Azufre

Solubilidad en agua Si No No

Propiedades magnéticas No Si No

Flotabilidad en agua No No Si

Utilizando agua en cualquier momento, los montajes más adecuados para separar una mezcla de 1 g de sal, 2 g de hierro y 1 de azufre sería: a) Filtración, decantación, evaporación. b) Separación magnética, agnética, destilación, evaporación. c) Separación magnética, filtración, evaporación. d) Filtración, separación magnética, decantación. 6. De acuerdo con la pregunta anterior, se tiene en un recipiente una mezcla de agua, azufre y sal. Para separar estos materiales ales y obtener respectivamente azufre y sal debe: a) Destilar y filtrar. c) Filtrar y evaporar. b) Evaporar y destilar. d) Destilar, filtrar y evaporar. 7. Se tienen tres líquidos miscibles entre ellos con las siguientes características: Líquido Densidad (g/mL) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC)

W 1.20 - 75

X 1.00 0

Y 0.98 - 230

150

100

El montaje más adecuado para lograr la separación de los tres líquidos sería: a) Evaporación. c) Filtración. b) Decantación. d) Destilación. 8. La presión atmosférica mosférica es la fuerza que realiza los gases de la atmósfera sobre cualquier superficie de la tierra. El barómetro es un instrumento utilizado para medir la presión atmosférica. La presión atmosférica varía con la altitud. En el gráfico siguiente se muestra muestra el montaje de un barómetro.

Qué sucede con las distancias X y Y, si este montaje es llevado 1000 m más alto de su posición inicial: a) b) c) d)

X y Y permanecen igual. X aumenta y Y disminuye. X aumenta y Y permanece igual. X disminuye y Y aumenta.

RESPONDA LAS PREGUNTAS 9 A 12 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN La presión de vapor de un líquido depende entre otros factores, de la temperatura y de las fuerzas intermoleculares. Cuanto nto más débil sea la fuerza de atracción entre las moléculas del líquido, menor será el punto de ebullición. El punto de ebullición es la temperatura en la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica.

1. Éter dietílico. 2. Cloroformo. 3. Alcohol etílico. 4. Agua.

9. En un lugar donde la presión atmosférica es de 500mmHg, el punto de ebullición del alcohol etílico es aproximadamente: a) 100ºC. c) 75ºC. b) 50ºC. d) 60ºC. 10. Del gráfico anterior puede afirmarse que el líquido con mayor tendencia a evaporarse es el: a) Éter dietílico. c) Alcohol etílico. b) Cloroformo. d) Agua. 11. A una temperatura de 50 °C y una presión de 400 mmHg, puede afirmarse que él: a) Éter dietílico y el cloroformo se encuentran en estado líquido. b) Cloroformo se encuentra en estado gaseoso. c) Alcohol etílico y agua se encuentran en estado gaseoso. d) Éter dietílico se encuentra en estado líquido. 12. La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica, se conoce como punto de ebullición del líquido. En los líquidos en donde las fuerzas de atracción intermolecular son fuertes, la presión de vapor será baja y el punto de ebullición alto. Las fuerzas de atracción intermoleculares en el alcohol etílico son: a) b) c) d)

Mayores que la del agua. Menores que la del cloroformo. Menores que la del agua. Menores que la del éter dietílico.

13. En el siguiente gráfico se muestra el montaje para separar la mezcla homogénea conformada por los líquidos R y S, por medio de la destilación. Como se muestra en el gráfico, al condensador se encuentran conectadas dos mangueras por las cuales se hace circular agua fría. Debido a esta corriente de agua, se logra que la temperatura en el condensador sea diferente de la temperatura en el balón. Esto Esto se realiza con el fin de que la sustancia que proviene del balón:

a) b) c) d)

Reaccione con el agua. Se transforme en líquido. Aumente su temperatura. Se transforme en gas.

14. En un embudo de separación o decantación se colocan 1 mL de mercurio, 5 mL de agua, 10 mL de hexano y 20 mL de aceite.

En la tabla siguiente se muestra algunas propiedades físicas de estas sustancias. Líquido Densidad (g/mL) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC)

Mercurio 13.55 - 61

Agua 1.00 0

Hexano 0.66 - 95

Aceite 0.60 - 115

357

100

250

Los líquidos forman diferentes fases entre sí. El líquido que sale de primero del embudo de separación corresponde a: a) aceite. b) Hexano.

c) Mercurio. d) Agua.

RESPONDA LAS PREGUNTAS 15 Y 16 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE SIGUIENTE INFORMACIÓN A continuación se muestra una gráfica que representa el comportamiento de la temperatura a través del tiempo para tres sustancias.

Sustancia Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC)

noctano - 57 126

Ag0ua 0 100

ndecano - 30 174

octano se localiza entre: 15. El punto de ebullición del n-octano a) T3 y T4 b) T5 y T6

c) T2 y T5 d) T1 y T2

16. Teniendo en cuenta lo anterior, el n-decano n cambia de: a) b) c) d)

Líquido a sólido entre T7 y T8. Sólido a Líquido entre T7 y T8. Sólido al líquido entre re T3 y T4. Líquido a gas entre T7 y T8.

RESPONDA LAS PREGUNTAS 17 Y 18 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Para un átomo neutro el número de electrones es igual al número de protones, este es el número atómico. El número de protones sumado al númer número o de neutrones es el número de masa. De acuerdo a esto:

17. El número atómico o la carga del núcleo es el número de: a) b) c) d)

Neutrones de un átomo y se representa por la letra Z. Neutrones de un átomo y se representa por la letra A. Protones y neutrones de un átomo y se representa por la letra A. Protones de un átomo y se representa por la letra Z.

18. El átomo

a) b) c) d)

presenta:

29 protones y 35 electrones. 35 protones y 29 electrones. 29 protones y 35 neutrones. 29 protones y 29 de neutrones.

RESPONDA ONDA LAS PREGUNTAS 19 A 21 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Los números corresponden a elementos de la tabla periódica.

19. El elemento más metálico corresponde al número: a) 2 b) 1

c) 9 d) 7

20. El potencial de ionización o la energía de ionización, ionización, es la energía necesaria para que un átomo neutro en estado gaseoso pierda uno de sus electrones de la última capa o capa de valencia, disminuye de arriba hacia abajo en el periodo y de derecha a izquierda en el grupo. De los elementos enumerados anteriormente eriormente cual pierde más fácilmente un electrón de valencia: a) 1 c) 7 b) 6 d) 9

21. Cuando los valores de potencial de ionización y afinidad electrónica son altos para un mismo elemento, se dice que el elemento es muy electronegativo. Basado en esto Linos Lin Pauling estableció la llamada escala de electronegatividad, desde 4.0 para él más electronegativo hasta 0.7 para el menos electronegativo. De los elementos dados en el esquema anterior a cuál le queda más fácil formar un anión: a) 6 b) 1

c) 5 d) 7

22. Una completa definición de enlace sería: a) La unión energética que se presenta entre átomos de elementos de igual electronegatividad. b) La unión energética que se presenta entre átomos de elementos de diferente electronegatividad. c) La energía que mantiene unidos dos átomos iguales o diferentes y en el cual cada átomo aporta un electrón, teniendo como objetivo formar una molécula más estable y con menor valor energético. d) La energía que une dos o más átomos metálicos y en el cual cada átomo aporta un electrón, teniendo como objetivo formar una molécula metálica estable y con mayor valor energético. RESPONDA LAS PREGUNTAS 23 Y 24 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Elemen Electrone

H 2.1

Li 1.0

Na 0.9

Be 1.5

O 3.5

F 4.0

N 3.0

Mg 1.2

K 0.8

Cl 3.0

Br 2.8

23. Es correcto afirmar que el compuesto con mayor carácter iónico es: a) NaBr b) KCl

c) LiF d) MgCl2

24. De los siguientes compuestos, el que en solución acuosa diluida aumenta la conductividad eléctrica del agua en mayor proporción que los otros compuestos es: a) H2O b) NaCl

c) NKr d) NaF

BIBLIOGRAFĂ?A

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