11 MANUAL QUIMICA GENERAL_IMPRESO by Michael Godofrich

Cada autor es responsable del contenido de su propio texto. De esta edición: © Universidad Continental S.A.C 2012 Jr. Junin 355, Miraflores, Lima-18 Teléfono: 213 2760 Derechos reservados ISBN 978-9972-848-38-4 Hecho el Depósito Legal en la Biblioteca Nacional del Perú N°2010-05252 Registro de Proyecto Editorial N° 3150401000361 Primera Edición: octubre 2012 Tiraje: 1000 ejemplares Autor: Janina Roeder Haak Impreso en el Perú - Printed in Perú Fondo Editorial de la Universidad Continental Impreso en los Talleres Gráficos: Xprinted Solución Gráfica S.R.L. Todos los derechos reservados. Esta publicación no puede ser reproducida, en todo ni en parte, ni registrada en o trasmitida por un sistema de recuperación de información, en ninguna forma ni por ningún medio sea mecánico, fotoquímico, electrónico, magnético, electroóptico, por fotocopia, o cualquier otro sin el permiso previo por escrito de la Universidad.

ÍNDICE INTRODUCCIÓN

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA ASIGNATURA

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD i Tema N° 1: MATERIA 1 LA MATERIA

2 ESTADOS DE LA MATERIA

2.1 Cambios de estado de la materia

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1 RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO

3 ELEMENTOS Y COMPUESTOS

4 SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 2 MEZCLAS Y COMBINACIONES

5 PROPIEDADES DE LA MATERIA

5.1 Densidad absoluta y densidad relativa

5.1 Calor y temperatura

6 CAMBIOS O FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

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

2 ENERGÍA Y CAMBIO QUÍMICO

3 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA

4 CONVERSIÓN DE MATERIA EN ENERGÍA

Tema N° 03: SISTEMA DE UNIDADES 1 SISTEMA DE UNIDADES

2 MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y MAGNITUDES DERIVADAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL

3 FACTORES DE CONVERSIÓN Y ANÁLISIS DIMENSIONAL

4 INCERTIDUMBRE EN LAS MEDICIONES

5 NOTACIÓN CIENTÍFICA

Lectura seleccionada: “El helio primitivo y la teoría del Big-Bang.

GLOSARIO

Autoevaluación DE LA UNIDAD i

BIBLIOGRAFÍA DE LA UNIDAD I UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

40 41

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD ii TEMA 1: EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA 1 EL ÁTOMO DE DEMÓCRITO A DALTON

2 EL ÁTOMO DE JOSEPH THOMSON

3 EL ÁTOMO DE RUTHERFORD

4 EL ÁTOMO DE BOHR Y PLANCK

4.1 ¿Qué son los espectros?

4.2 ¿Qué es la radiación electromagnética?

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

4.4 Niveles de energía

5 TEORÍA ATÓMICA ACTUAL 5.1 Modelo mecano cuántico

51 51

A. Teoría dualista de Louis De Broglie

B. Principio de incertidumbre de Heisenberg

C. Ecuación de onda de Erwin Schrödinger

6 GENERALIDADES DEL ÁTOMO

6.1 Número atómico

6.2 Número de masa

7 NÚCLIDOS 7.1 Tipos de núclidos

54 54

A. Los isótopos o hílidos

B. Isóbaros

C. Isótonos

D. Iones

E. Especies isoelectrónicas

Tema N° 02: MODELO MECANO-CUÁNTICO 1 Números cuánticos

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

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

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

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

2 Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales 2.1Reglas para el llenado electrónico

57 57

A. Primera regla: Principio de exclusión de Pauli

B. Segunda regla: Regla de Hund

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

2.2 Configuración electrónica

2.3 Configuración simplificada (Kernel)

A. Propiedades paramagnéticas

B. Propiedades diamagnéticas

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1 ESPECTROS

Lectura seleccionada 2: Láser: la luz esplendorosa

GLOSARIO

Autoevaluación de la unidad ii

Bibliografía de la unidad ii

UNIDAD III: ELEMENTOS Y ENLACES QUÍMICOS Y COMPUESTOS INORGÁNICOS

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD iii Tema N° 01: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS 1 ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIÓDICA

2 DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

2.1 Organización de los elementos en la Tabla Periódica

3 CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS ELEMENTOS

69 71

3.1 Metales

3.2 No metales

3.3 Metaloides o semimetales

3.4 Gases nobles, raros o inertes

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

4.1 Grupo A

4.2 Grupo B

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

2 Potencial o energía de ionización

3 Afinidad electrónica

4 Electronegatividad

5 Carácter metálico

6 Carácter no metálico

Práctica de laboratorio N° 01: RECONOCIMIENTO DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA Tema N° 03: ENLACES QUÍMICOS

1 ENLACE QUÍMICO 2 ESTRUCTURA DE LEWIS

79 79

2.1 Regla del octeto

2.2 Regla del dueto

3 ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

4 TIPOS DE ENLACES

4.1 Enlace iónico

4.2 Enlace covalente

4.3 Enlace metálico

Práctica de laboratorio N° 02: ENLACES QUÍMICOS

Lecturas seleccionadas: ¿El tercer elemento líquido?

GLOSARIO

Autoevaluación de la unidad iii

Bibliografía de la unidad iii

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD iv Tema N° 01: FUNCIONES INORGÁNICAS 1 CONCEPTOS GENERALES

1.1 Valencia

1.2 Estado de oxidación

1.3 Nomenclatura de compuestos inorgánicos

2 FUNCIÓN ÓXIDOS BÁSICOS

3 FUNCIÓN ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS

4 FUNCIÓN HIDRÓXIDOS O BASES

5 FUNCIÓN HIDRUROS METÁLICOS

6 FUNCIÓN HIDRUROS NO METÁLICOS

101

7 FUNCIÓN ÁCIDOS

102

7.1 Función ácidos hidrácidos con los grupos VIA y VIIA

102

7.2 Función ácidos oxácidos

103

8 FUNCIÓN SALES

105

8.1 Sales oxisales

105

8.2 Sales haloideas

107

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 1: FUNCIONES INORGÁNICAS

109

Tema N° 02: REACCIONES QUÍMICAS 1 REACCIÓN QUÍMICA

109

2 ECUACIÓN QUÍMICA

109

3 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

110

3.1 Reacciones de síntesis, adición o combinación

110

3.2 Reacciones de descomposición

110

3.3 Reacciones de desplazamiento o sustitución simple

110

3.4 Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis

111

3.5 Reacciones exotérmicas y endotérmicas

111

3.6 Reacciones de combustión completa e incompleta

111

3.7 Reacciones Redox

112

3.8 Balance de ecuaciones

112

A) Método del tanteo

112

B) Método Redox

113

Tema N° 03: SOLUCIONES

115

1 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN

116

2 PROCESO DE DISOLUCIÓN

116

3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

117

3.1 Solución diluida

117

3.2 Solución concentrada

117

3.3 Solución saturada

117

3.4 Solución sobresaturada

117

4 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

117

4.1. Unidades físicas

117

4.2. Unidades Químicas

117

5 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR DILUCIÓN

118

Práctica de laboratorio N° 02: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

119

Lecturas seleccionadas: Desalinización

119

GLOSARIO

121

Autoevaluación de la unidad iv

122

Bibliografía de la unidad iv

125

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD I

126

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD Ii

127

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD Iii

128

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD Iv

129

INTRODUCCIÓN

l presente manual autoformativo es el ma-

La Química es una ciencia factual, por lo que la

terial didáctico de la modalidad virtual que

teoría se debe comprobar con la práctica. Para ello

tiene como propósito que los estudiantes se

es necesario conocer bien la parte conceptual y

aproximen progresivamente al conocimiento cien-

realizar adecuadamente los experimentos que nos

tífico de la Química de manera fácil y entretenida,

permitan comprobar la teoría. De esta manera se

tomando como punto de partida las experiencias

puede arribar a conclusiones acertadas, lo que final-

y conocimientos previos que cada uno tiene, para

mente conduce a desarrollar un pensamiento más

relacionar estos conocimientos con el lenguaje es-

complejo y reflexivo, como corresponde a un estu-

pecializado de la ciencia y tener así la capacidad de

diante universitario.

valorar y entender la Química y los avances científicos que está produciendo en el mundo.

Además, se quiere desarrollar en el estudiante la capacidad de seguir aprendiendo, ya que la ciencia

El manual ha sido diseñado utilizando como base

se encuentra en permanente cambio y es necesario

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

que el estudiante de ingeniería maneje herramien-

ca” de Ralph Burns. Las siguientes unidades son de

tas conceptuales y metodológicas no solo para acce-

autoría propia. Se ha tratado de utilizar un lenguaje

der a los conocimientos básicos de la Química, sino

claro, sin perder la rigurosidad del lenguaje quími-

de la ciencia misma, para así seguir desarrollándose

co, utilizando ejemplos del entorno cotidiano, es-

durante toda su formación universitaria y a lo largo

quemas, gráficos, experimentos prácticos sencillos,

de su vida.

lecturas, glosarios y autoevaluaciones cuidadosamente estructuradas para facilitar el aprendizaje de los temas.

El estudio del manual y la ejecución de las actividades se deben realizar siguiendo la siguiente secuencia:

• Estudiar los contenidos. Su lectura debe ser analítica y reflexiva subrayando, resumiendo y asimilando la información. • Pasar al estudio de lecturas seleccionadas que están orientadas a la profundización o ampliación del tema tratado. • Desarrollar la autoevaluación, que es una preparación para la prueba final de la asignatura. • Desarrollar las actividades programadas para cada semana en el aula virtual, con la asesoría del tutor.

En cuanto a las prácticas de laboratorio, algunas están propuestas para ser desarrolladas íntegramente por los propios estudiantes y otras, debido a lo especializado del instrumental o los materiales, se desarrollarán a través de videos demostrativos, sobre cuyo contenido se deberán presentar reportes mediante el aula virtual. Con esta nueva modalidad de enseñanza, se está planteando una verdadera transformación universitaria, de manera que el estudiante sea verdadero protagonista de su aprendizaje. En este sentido, aspiramos a convertirnos en una de las mejores instituciones en el ámbito universitario nacional en esta modalidad, lo que solo podremos lograr con el compromiso y dedicación de nuestros alumnos. Agradezco a la Universidad por darme la oportunidad de volcar mi experiencia en este manual y a mi amadísimo esposo por su apoyo incondicional durante su realización. . La autora

Desarrollo de contenidos

PRESENTACIÓN DE LA ASIGNATURA QUÍMICA GENERAL Diagrama

Objetivos

Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

Inicio

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

Desarrollo Actividadesestado Autoevaluación ciar las propiedades, y clasificación de contenidos

UNIDADES Recordatorio DIDACTICAS Anotaciones UNIDAD Nº 1 Materia y energía

UNIDAD Nº 2 Teoría atómica

UNIDAD Nº 3 Tabla periódica y enlace químico

UNIDAD Nº 4 Funciones químicas, reacciones químicas y soluciones

TIEMPO MINIMO DE ESTUDIO: UNIDAD Nº 1

UNIDAD Nº 2

UNIDAD Nº 3

UNIDAD Nº 4

1ª y 2ª semana

3ª y 4ª semana

5ª y 6ª semana

7ª y 8ª semana

16 horas

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Desarrollo de contenidos

Diagrama

Desarrollo de contenidos

Lecturas seleccionadas Diagrama

Objetivos

Inicio

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA Actividades

Autoevaluación

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD Glosario

Bibliografía

Objetivos

Inicio

CONTENIDO

Recordatorio Desarrollo de contenidos

Anotaciones Actividades

Lecturas seleccionadas

Glosario

EJEMPLOS

ACTIVIDADES

Autoevaluación

BIBLIOGRAFÍA

AUTOEVALUACIÓN

Bibliografía

CONOCIMIENTOS

PROCEDIMIENTOS

ACTITUDES

Recordatorio Tema N° 1:Anotaciones

MATERIA Y ENERGÍA 1. La materia

Es responsable y puntual en el cumplimiento de sus 2. Estados de la materia obligaciones académicas, 3. Elementos y compuestos demostrando esfuerzo y 4. Sustancias puras y mezclas perseverancia en el desarro5. Propiedades de la materia llo de las actividades de la 2. Analiza la relación entre asignatura. 6. Cambios o fenómenos físicos materia y energía a partir y químicos de sus propiedades y establece su vinculación con Tema N° 2: LEY DE LA CONla ecuación de Einstein. SERVACIÓN DE MASA Y ENERGÍA 1. Ley de la conservación de la masa 2. Energía y cambio químico 3. Ley de la conservación de la energía 4. Conversión de materia en energía Lectura seleccionada N° 1: Historia de la Contabilidad en el Perú” Esteban Hernández Esteve. Tema Nº 3: SISTEMA DE UNIDADES

1. Sistema de unidades 2. Magnitudes fundamentales y magnitudes derivadas del sistema internacional. 3. Factores de conversión y aná lisis dimensional 4. Incertidumbre en las medi ciones 5. Notación científica Autoevaluación de la Unidad I: El helio primitivo y la teoría del big-bang Raymond Chang Autoevaluación de la Unidad I

1. Identifica el significado de las propiedades y la aplicación de los principales conceptos de materia y energía.

3. Identifica los sistemas de medida y describe las unidades utilizadas en Química. 4. Representa a los números en forma decimal y en notación científica. 5. Convierte de una unidad de medida a otra utilizando el factor unitario. Actividades Dirigidas: 1. Resuelve las actividades que corresponden a los procedimientos propuestos. 2. Realiza las actividades de laboratorio y elabora el reporte correspondiente. Laboratorio 1: Reconocimiento de materiales de laboratorio y bioseguridad. Laboratorio 2: Mezclas y combinaciones Control de Lectura Nº 1: Presenta un informe acerca de las actividades dirigidas que corresponden a la Unidad I.

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

TEMA N° 1: MATERIA 1 LA MATERIA Anotaciones

¿Qué es lo que me rodea? Suele interrogarse un niño cuando está comenzando a indagar sobre los objetos que lo rodean, una silla, una mesa, una pelota. El niño crece y son menos frecuentes esas preguntas, lo que se busca en este manual es que vuelvas a interesarte por esas preguntas básicas y a la vez indagues sobre la naturaleza de las cosas y profundices estos temas que son la base de la investigación de toda ciencia. ¿Qué es la materia? ¿El aire es materia? ¿La electricidad es materia? ¿La silla donde me encuentro sentado es materia? ¿El agua es materia? Para responder estas interrogantes acudimos al texto de Ralph A. Burns: Materia Podemos describir la materia simplemente como la “sustancia” de la que están hechas todas las cosas materiales del universo: el agua, la sal, la arena, el azúcar, el acero, las estrellas, e incluso los gases presentes en el aire, se componen de materia. La materia es todo lo que tiene masa e inercia y ocupa un lugar en el espacio. De hecho, la Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta experimenta. La masa es una medida de la cantidad de materia. Incluso el aire tiene masa, pero quizá sólo te das cuenta de ello cuando caminas contra un viento fuerte. Solemos confundir la masa con el peso. El peso es la acción de la fuerza de la gravedad sobre la masa de un objeto particular. La intensidad de la gravedad de un planeta depende de su masa y su tamaño. Durante la mayor parte de su historia, la especie humana estuvo restringida a la superficie del planeta Tierra, que ejerce una fuerza gravitatoria relativamente constante sobre un objeto dado, por esta razón, los términos masa y peso se utilizaban en general de manera indistinta. Cuando se inició la exploración del espacio, no obstante, las claras diferencias entre la masa y peso se hicieron más evidentes y fáciles de describir. La masa de un astronauta en la Luna es la misma que su masa en la Tierra. La cantidad de materia que la constituye no cambia. El peso del astronauta en la Luna, sin embargo, es sólo una sexta parte de su peso en la Tierra, porque la atracción que la Luna ejerce es seis veces menor que la atracción de la Tierra. El peso cambia con la gravedad pero la masa no. Ejemplo 1: Cierto astronauta tiene una masa de 65 kg. Compara la masa y el peso del astronauta en cada uno de los ambientes gravitatorios que se indican: a) La luna con un gravedad 0.17 veces la de la tierra?, b) la tierra, c) el espacio, d) Marte con un gravedad de 0.38 veces la gravedad de la Tierra. Solución: La masa del astronauta no cambia. Es la misma en todos los ambientes. El peso del astronauta es máximo en el ambiente con la mayor atracción gravitatoria. a) En la Luna, el peso del astronauta ocuparía el tercer lugar en orden descendente, después de la Tierra y marte. b) En la tierra, el peso del astronauta sería el más grande porque la gravedad es máxima. c) En el espacio, el astronauta carece prácticamente de peso. e) El peso del astronauta en Marte sería el segundo más grande, porque la gravedad es aquí la segunda más intensa. Ejercicio 1: a) Explica por qué tu peso en Marte sería diferente de tu peso en la tierra. b) ¿Cuánto pesarías en Marte?

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Desarrollo de contenidos

Lecturas seleccionadas

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Glosario

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

Recordatorio

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------2 ESTADOS DE LA MATERIA ¿En qué formas conocemos el agua? ¿Cómo se encuentra el aire en nuestro medio? ¿Cómo se presenta la materia en nuestro entorno? Encontraremos las respuestas al leer el texto siguiente: (Burns R. 2003:14) La materia tiene estados Según su temperatura, una muestra de materia puede ser un sólido, un líquido o un gas. Estas tres formas de materia se conocen como estados de la materia o simplemente estados físicos. En el caso del agua, sus diferentes estados físicos suelen designarse con distintos nombres. Al agua sólida se le llama hielo. Si se calienta lo suficiente, el hielo se funde y se convierte en agua líquida. Si se continúa calentando, el agua hierve y se produce un gas al que llamamos vapor de agua, invisible a altas temperaturas. La nube que aparece encima del pico de una tetera o de un recipiente con agua hirviente contiene gotitas de agua líquida condensada. Al enfriar el vapor, éste se condensa, es decir vuelve a ser líquido. Al reducir la temperatura del agua líquida lo suficiente, el agua se congela y forma hielo. Así pues, el estado físico del agua depende de la temperatura. Un sólido tiene forma y volumen definidos. Muchos sólidos son cristalinos: tienen una forma tridimensional definida con superficies que forman ángulos específicos unas con otras. Por ejemplo, el cloruro de sodio, que es la sal de mesa ordinaria, o sal común, cristaliza en una forma cúbica con superficies (caras) que forman ángulos de 90 º. Un cristal se parte o divide cuando se le golpea en ciertos ángulos, de tal modo que los fragmentos conservan la misma forma característica. Las propiedades de los sólidos se explican a nivel atómico en términos de una disposición definida y regular de las partículas individuales, diminutas e invisibles, que constituyen un sólido. Esta disposición o matriz se conoce como matriz o red cristalina. Las partículas, estrechamente empaquetadas, se mantienen juntas por efecto de fuerzas de atracción. Las partículas de un sólido tienen poco movimiento; sólo una ligera vibración dentro de la red cristalina. A diferencia de los sólidos, los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene, a excepción de la superficie que, en general, es plana. Al igual que los sólidos, sin embargo los líquidos conservan un volumen casi constante. Si tienes una bebida gaseosa de 375 ml, tendrás ese volumen ya sea que esta bebida este en una lata, en una botella, o extendida en un charco en el piso lo que pone en manifiesto otra propiedad de los líquidos. A diferencia de los sólidos, los líquidos fluyen, pero unos lo hacen con más facilidad que otros. La viscosidad de un líquido es una medida de su resistencia al flujo, y es una de las propiedades especiales de cada líquido. Los líquidos viscosos, como la miel, fluyen con lentitud; el agua y el alcohol, que son poco viscosos, fluyen mucho más aprisa. El agua y el alcohol son dos líquidos miscibles. Eso significa que se disuelven el uno en el otro. Es posible mezclarlos en cualquier proporción, y permanecen mezclados sin separarse en capas. El aceite vegetal y el agua son dos líquidos inmiscibles forman una mezcla turbia que contiene gotas pequeñísimas de uno de ellos visiblemente suspendidas en el otro. Si se dejan en reposo, los líquidos inmiscibles se separan en dos capas distintas.

Anotaciones

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

Anotaciones

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Al observar un líquido que fluye, puedes hacerte una idea de lo que ocurre en el nivel atómico si te imaginas las partículas individuales más pequeñas deslizándose y resbalando unas sobre otras. Las partículas individuales de un líquido están próximas entre sí, y sus atracciones mutuas son bastante intensas; sin embargo, tienen libertad de movimiento. Por ejemplo, las partículas diminutas de aceite o agua se juntar para formar gotitas visibles. Los sólidos y los líquidos son prácticamente incompresibles porque hay poco espacio entre las partículas individuales. Los gases no tienen forma ni volumen definidos, sino que adoptan la forma del recipiente que ocupan. Infla parcialmente un globo y amárralo. Apriétalo en un lugar y observa como fluye el gas hacia zonas menos restringidas. Los gases se expanden hasta llenar totalmente el recipiente que ocupan, pero también es posible comprimirlos para introducirlos en recipientes pequeños. Por ejemplo, se puede comprimir aire e introducirlo en un tanque de acero para que lo utilice un buzo, bajo el agua, durante cierto tiempo. Los gases también se difunden con rapidez; es decir, se mezclan con otros gases al desplazarse para llenar el espacio disponible. Si alguien está horneando pan, el aroma se impregna rápidamente en el área. Si abres un tanque de amoniaco gaseoso en una habitación, el irritante olor se extenderá muy pronto por todo el cuarto. Ejemplo 2: Identifica el estado físico de los siguientes materiales a temperatura ambiente. a) oxígeno b) vapor de agua c) cera de vela d) alcohol Solución: a) gas b) liquido

c) sólido d)sólido

Ejercicio 2: Describe las diferencias en cuanto a la disposición de las partículas individuales presentes en: a) un cubo de hielo, b) un vaso de agua, c) vapor de agua ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------2.1 Cambios de estado de la materia Según Ralph Burns: Cuando un cuerpo está expuesto al calor o al frío pasa de un estado a otro entonces decimos que ha cambiado de estado. Por ejemplo: Sí se calienta un sólido, llega a un punto en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia en el momento que el sólido pasa a líquido. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica. Otro ejemplo es la sublimación cuando a una sustancia química se le aumenta la temperatura pasa del estado sólido al estado gaseoso y cuando se enfría abruptamente pasa del estado gaseoso a sólido, produciéndose una sublimación indirecta o compensación, tal como se muestra en el siguiente gráfico.

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

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Desarrollo de contenidos

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

Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

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

Objetivos

Desarrollo de contenidos

Actividades

Inicio

ACTIVIDAD N° 1: Autoevaluación

Esta actividad puede consultarla en su aula virtual.

Lecturas seleccionadas

3.Glosario ELEMENTOS Y COMPUESTOS Bibliografía ¿Cómo está organizado el universo? La explicación de toda la organización del universo se encuentra en el texto siguiente: (Burns R. 2003:17-22).

Recordatorio

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Anotaciones

Una sustancia pura es una sustancia química particular compuesta de la misma clase de materia, con partículas del mismo tipo en toda su extensión y puede ser un elemento o un compuesto. Los elementos son las sustancias más fundamentales con las cuales se construyen todas las cosas materiales. La partícula más pequeña que conserva las propiedades del elemento en un átomo. Los átomos de un elemento sólido están organizados con arreglo a un patrón regular y son del mismo tipo. Todos los átomos de un trozo de cobre son átomos de cobre. Todos los átomos de un trozo de plata son átomos de plata. Los átomos de un elemento en particular no se pueden dividir en átomos más simples. El oro nunca ha sido descompuesto en átomos más simples, lo que demuestra que es un elemento. Los compuestos son sustancias puras constituidas por elementos de dos o más tipos, combinados unos con otros en proporciones fijas. Cada compuesto tiene una fórmula química que indica las proporciones en que se combina cada elemento. La fórmula química del amoniaco es NH3, lo que indica que un átomo de nitrógeno está combinado con 3 átomos de hidrógeno. Las propiedades de los compuestos son diferentes de las propiedades de los elementos individuales que los forman.

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

Anotaciones

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

En un tiempo se pensó que el agua era un elemento, pero ahora sabemos que es un compuesto que está formado por dos elementos: hidrógeno y oxígeno. La fórmula química del agua es H2O, indica que dos átomos de hidrógeno están combinados con cada átomo de oxígeno. El agua se puede descomponer, en un laboratorio, en hidrógeno y oxígeno haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ella. Un compuesto en particular tiene una proporción atómica específica y un porcentaje en masa específico de cada elemento del compuesto. Esto constituye un enunciado de la ley de la composición definida, también conocida como la ley de las proporciones definidas de Proust. La sal común se puede descomponer fundiéndola primero y luego haciéndola pasar por una corriente eléctrica a través del líquido, para obtener los elementos sodio y cloro. La sal común es un compuesto, y tiene una composición definida: 39.3% de sodio y 60.7% de cloro. Ejemplo 3: Explica cómo se puede distinguir fácilmente el cloruro de sodio (sal común) de los elementos que se combinaron para formar el compuesto (Consulta la tabla si no estás familiarizado con esta sustancia). Solución: La sal común (cloruro de sodio) es un compuesto cristalino blanco muy común que se emplea para sazona. Se disuelve en agua. Los elementos sodio y cloro (descritos en la tabla) no se parecen en nada al compuesto. El sodio es un metal sólido blando plateado y reactivo; el cloro es un gas tóxico, de color amarillo verdoso pálido. Reforzamos conocimientos con la siguiente tabla (Burns R. 2003:18) COMPOSICIÓN DE ALGUNOS COMPUESTOS COMUNES Nombre del compuesto

Composición del compuesto

Comparación de propiedades

Agua

Hidrógeno y oxígeno

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

Azúcar de mesa

Carbono, hidrógeno y oxígeno

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

Sal común

Sodio y cloro

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

Amoníaco

Nitrógeno e hidrógeno

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

Alcohol etílico

Carbono, hidrógeno y oxígeno

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

Sulfuro de hidrógeno

Hidrógeno y azufre

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

Ejercicio 4: Elabora una lista de elementos y compuestos que puedes encontrar a tu alrededor. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS ¿Qué es una sustancia pura? ¿La sal y una sortija de plata son sustancias puras? Una mezcla formada por aceite y agua, ¿qué tipo de mezcla es? Una mezcla formada por alcohol y agua, ¿qué tipo de mezcla es?.

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Desarrollo de contenidos

Lecturas seleccionadas

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Glosario

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

Toda muestra de materia se clasifica como sustancia pura o como mezcla. Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto. La composición de una Recordatorio sustancia pura es definida y fija. Por ejemplo, el agua pura es un compuesto; siempre contiene 11 % de hidrógeno y 89% de oxígeno en masa. El oro puro (de 24 quilates) es un elemento; es 100% oro. Tanto los elementos como compuestos son homogéneos, esto es, son iguales en todas sus partes. La composición de una mezcla puede variar. El jugo de naranja es una mezcla que contiene jugo, pulpa, agua y diversas sustancias químicas naturales y aditivos químicos, según la marca de jugo que compres. También es una mezcla un pastel, una galleta, un vaso de té o un refresco. Las sustancias puras son elementos o compuestos, y las mezclas son homogéneas o heterogéneas. El jugo y el pastel son ejemplos de mezclas heterogéneas. El prefijo hétero significa “diferente”. Una mezcla heterogénea no tiene propiedades uniformes en toda su extensión; la composición de una zona (o fase) difiere de la composición de otra zona (o fase). Una mezcla de aceite y agua es oro ejemplo de una mezcla heterogénea. Una mezcla homogénea es uniforme en toda su extensión. Una solución es una mezcla homogénea; su composición y su apariencia son uniformes. Los sólidos como el azúcar y la sal se disuelven en agua y forman soluciones. Las mezclas de líquidos miscibles como el alcohol y el agua, son soluciones; son uniformes en su totalidad. Casi todas las aleaciones metálicas, como el bronce, el latón y el acero, son soluciones de un sólido disuelto en otro sólido; son homogéneas.

Todo lo tratado se resume en el siguiente gráfico:

Anotaciones

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

ALGUNAS SOLUCIONES COMUNES (MEZCLAS HOMOGÉNEAS) Anotaciones

ALGUNAS SOLUCIONES COMUNES (MEZCLAS HOMOGÉNEAS) Solución

Composición Soluciones gaseosas

Gas natural Aire

Metano y pequeñas cantidades de otros gases 78.0% de nitrógeno, 20.9% de oxígeno, 0,9% de argón y trazas de dióxido de carbono y otros gases. Soluciones líquidas

Alcohol para fricciones Vino Cerveza Tintura de yodo

70% de alcohol isopropilico y 30% de agua De 10 a 12% de alcohol etílico Aproximadamente 5% de alcohol etílico Yodo disuelto en alcohol Soluciones sólidas (aleaciones)

Latón

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

Bronce

Cobre y estaño en diversas proporciones

Acero de alto carbono Acero inoxidable Plata de ley

1.0% de manganeso, 0.9% de carbono, 98.1 % de hierro 18.0% de cromo, 8.0% de Níquel, 0,2% de carbono, 73.8% de hierro. 92.5% de plata con 7.5% de cobre

Oro amarillo (14 K)

58% de oro, 24% de plata, 17% de cobre, 1% de zinc.

Oro amarillo (10K)

42% de oro, 12% de plata, 40% de cobre, 6% de zinc.

Ejemplo 4: Clasifica los materiales siguientes como heterogéneos u homogéneos. a) huevos revueltos

b) gasolina

c) madera

d) latón e) Una pizza

Solución a) Los huevos revueltos son heterogéneos, pues algunas partes tienen más clara que otras. b) la gasolina es una mezcla homogénea de diversos compuestos derivados del petróleo que son miscibles y están distribuidos uniformemente en toda la gasolina. c) La madera es una mezcla heterogénea de celulosa, savia y otros materiales. d) El latón es una mezcla homogénea de cobre y zinc (Véase tabla) e) Una pizza es una mezcla heterogénea que contiene aceites, agua, levadura, salsa de tomate, queso y otros ingredientes. Ejercicio 5: Se tiene una bolsa de azúcar. Utilizando algún método que puedas imaginar, ¿se puede separar sus componentes (carbono, hidrógeno y oxígeno)? ¿Cómo podrías hacerlo? ¿Tiene fórmula? ¿Se trata de una mezcla o una combinación? Fundamenta tu respuesta. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Desarrollo de contenidos

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Lecturas seleccionadas

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Recordatorio

Anotaciones

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

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 7: Se tiene un anillo de oro de 24 quilates. ¿Se podría separar en componentes más sencillos? ¿Por qué? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 8: Realiza una lista de mezclas homogéneas, mezclas heterogéneas, elementos y compuestos del entorno donde te desenvuelves. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Diagrama

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ACTIVIDAD N° 2: Autoevaluación

Esta actividad puede consultarla en su aula virtual. Lecturas seleccionadas

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Bibliografía

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

Anotaciones

Un clavo de hierro, de color plomizo, se oxida fácilmente en el medio ambiente, es dúctil, posee una masa de 10 g. ¿Qué propiedad no serviría para distinguirlo de otros materiales? Las respuestas a estas interrogantes se explican en el siguiente texto (Burns R.2003:22) El azúcar, el agua y el aluminio son sustancias diferentes. Toda sustancia tiene propiedades específicas que no dependen de la cantidad de sustancia. Las propiedades que nos permiten identificar o caracterizar una sustancia, y distinguirla de otras sustancias, se llaman propiedades características. Éstas se subdividen en categorías: propiedades físicas y propiedades químicas. Las propiedades físicas características de una sustancia son aquellas que identifican la sustancia sin alterar su composición. El color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza, lustre metálico (brillo), ductibilidad, maleabilidad y viscosidad son todos propiedades físicas características. Por ejemplo cuando se calienta agua en un recipiente pequeño hasta su punto de ebullición, o si se hace lo mismo en un caldero muy grande, la temperatura a la que el agua hierve tiene el mismo valor: 100ºC o 212ºF. Análogamente, el punto de congelación del agua es 0ºC o 32ºF. Estos valores son independientes de la cantidad de materia.

Bibliografía

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

Las propiedades características que relacionan los cambios de composición de una sustancia o sus reacciones con otras sustancias se llaman propiedades químicas: Las preguntas siguientes conciernen a las propiedades químicas de una sustancia. 1. Arde en el aire 2. ¿Se descompone (se divide en sustancias más simples) cuando se calienta? 3. ¿Reacciona con otra sustancia, como oxígeno, un ácido o un metal, por ejemplo? 4. ¿De qué modo la modifican otras sustancias y qué sustancias produce la reacción? Las propiedades químicas incluyen la tendencia de una sustancia a reaccionar con otra, a enmohecerse, corroerse, estallar o actuar como veneno o carcinógeno (agente productor de cáncer). PROPIEDAD QUÍMICA Cuando el azúcar común reacciona violentamente con el ácido sulfúrico.

Las propiedades características físicas y químicas, también llamadas propiedades intensivas, se emplean para identificar una sustancia. Las propiedades extensivas de la sustancia son las que dependen de la cantidad de muestra, e incluyen las mediciones de masa, volumen y longitud. Las propiedades intensivas ayudan a identificar o caracterizar un tipo de materia en particular. Las propiedades extensivas se relacionan con la cantidad de muestra presente. Reforzamos conocimientos con las siguientes tablas:

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ALGUNAS PROPIEDADES INTENSIVAS

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Recordatorio

Anotaciones

PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS (INTENSIVAS) DE ALGUNAS SUSTANCIAS Propiedades físicas

Estado

Punto de fusión

Color

Conductividad eléctrica

Aluminio

Sólido

660ºC

Plateado

Buena

Reacciona con ácidos

Cloruro de sodio (sal común)

Sólido

801ºC

Blanco

Ninguna como sólido; buena disuelto en agua

La electricidad lo descompone en sodio y cloro

Sacarosa (azúcar de caña)

Sólido

185ºC

Blanco

Arde en oxígeno con producción de agua y dióxido de carbono

Alcohol etílico

Líquido

-117ºC

Incoloro

Inflamable

Agua

Líquido

0ºC

Incolora

Inflamable

Helio

Gaseoso

-272ºC

Incoloro

No reactivo

Sustancia

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Propiedades químicas

5.1 Densidad absoluta y densidad relativa La densidad es una propiedad característica de la materia sumamente importante. Cuando alguien dice intuitivamente que el plomo es “pesado”, o que el aluminio es “liviano”, en realidad se está refiriendo a la densidad de estos materiales. La densidad se define como cantidad de masa por unidad de volumen. La densidad de los sólidos se expresa en g/cm3, y la de los líquidos se suele expresar en g/ml. Tengamos en cuenta que 1 ml de líquido ocupa el mismo espacio que 1 cc, de modo que la densidad de un líquido en gramos por mililitro también se podría expresar como gramos por centímetro cúbico. En el caso de los gases, la densidad se expresa en g/l (gramos por litro). La densidad relativa (D.R.) es el resultado de dividir la masa de una sustancia entre la masa de un volumen igual de agua en las mismas condiciones. Esto equi-

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

Anotaciones

La densidad relativa del agua, por lo tanto, es exactamente igual a “1”. La densidad relativa carece de unidades debido a que se dividen dos valores con las mismas unidades, lo cual da un número adimensional (sin unidades). Si se utilizan unidades del SI, en las que la densidad del agua es aproximadamente 1g/ml a temperatura ambiente, entonces la densidad relativa de una sustancia cualquiera es numéricamente igual a su densidad. DENSIDADES A TEMPERATURA AMBIENTE SOLIDOS

g/cc

LIQUIDOS

g/ml

GASES

Madera balsa (aprox.)

0.13

Gasolina (aprox.)

0.67

Hidrógeno

0.090

Madera de pino (aprox.)

0.42

Alcohol etílico

0.79

Helio

0.177

Aceite de semilla de algodón

0926

Amoniaco

0.771

Hielo (-10ºC)

0.917

g/L

Magnesio

1.74

Agua (20ºC)

0.998

Neón

0.901

Aluminio

2.70

Agua (4ºC)

1.000

Nitrógeno

1.25

Hierro

7.86

Cloruro de metileno

1.34

Aire (seco)

1.29

Cobre

8.96

Cloroformo

1.49

Oxígeno

1.42

Plomo

11.4

Ácido sulfúrico

1.84

Dióxido de carbono

1.96

Oro

19.3

Mercurio

Cloro

3.17

13.55

5.2 Calor y temperatura El calor y la temperatura tienen una estrecha relación, pero no son lo mismo. Cuando tocamos un objeto podemos percibir una sensación de caliente o frío dependiendo de la temperatura que tenga, así como de su capacidad para conducir el calor. Por eso, si ponemos sobre una mesa un pedazo de madera y un objeto de metal, al tocar el objeto metálico lo percibimos más frío porque conduce mejor el calor que la madera; sin embargo, los dos tienen la misma temperatura. La temperatura es la magnitud física que indica qué tan caliente o fría es una sustancia respecto a un cuerpo que se toma como patrón. Cuando se aplica calor a una sustancia, se eleva su temperatura, percibiéndose más caliente, pero al mismo tiempo se producen alteraciones en varias de sus propiedades físicas. Así, al variar su temperatura, las sustancias se dilatan o se contraen, su conductividad eléctrica cambia y si se trata de un gas, su presión varía. La temperatura de un cuerpo es una propiedad intensiva, ya que no depende de la cantidad de materia ni de su naturaleza, sino del ambiente en que se encuentren. Por ese motivo, una piedra, un trozo de metal o madera, etc., que están en un mismo lugar, tendrán la misma temperatura. Hay que señalar que nuestro cuerpo no detecta la temperatura, sino pérdidas o ganancias de calor. En conclusión, todo cuerpo, debido a su temperatura, tiene la capacidad de transferir energía calorífica a otro cuerpo que esté a temperatura más baja. 6. CAMBIOS O FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS ¿Qué transformaciones o cambios en la materia conoces? Cuando el hielo se derrite,¿es un cambio fìsico o químico?, ¿porqué? Cuándo una manzana pelada se deja a la intemperie, ¿qué sucede?, ¿es un cambio físico o químico? Para responder estas interrogantes, leeremos los siguientes párrafos del libro de Ralph Burns. (Burns.R. 2003 22).

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

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Anotaciones

Cuando una vela arde se producen cambios tanto físicos como químicos. Después de encenderla, la cera sólida próxima a la mecha encendida se funde; este es un cambio físico; la composición de la cera no cambia al pesar que pasa del estado sólido al estado líquido. La mecha encendida absorbe parte de la cera fundida, y en la mecha se produce un cambio químico. Aquí, la cera de la flama de la vela reacciona químicamente con el oxígeno del aire para formar dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua. En todo cambio químico se consumen uno o más sustancias y se forman al mismo tiempo una o más sustancias nuevas, cada una con sus propiedades físicas y químicas peculiares. Sin embargo, la aparente desaparición de algo, como la cera, por ejemplo, no es necesariamente un signo de que estamos observando un cambio químico. Por ejemplo, cuando el agua se evapora de un vaso y desaparece, ha dejado de ser líquido y se ha convertido en un gas llamado vapor de agua, pero en ambas formas se trata del agua. Esto es un cambio de fase (de líquido a gas), que es un cambio físico. Ejemplo 5: Clasifica los siguientes hechos como propiedad física, propiedad química, cambio físico o cambio químico. a) El alcohol es inflamable, b) El alcohol es volátil, se evapora con facilidad, c) Una muestra de sal común se disuelve en un vaso de agua, d) Con el tiempo, una baterìa de linterna pierde su carga. Solución: a) Ésta es una propiedad química; la combustión produce sustancias nuevas. b) Ésta es una propiedad física; el alcohol cambia de líquido a gas. c) Éste es un cambio físico, la sal continúa presente, aun cuando el agua se evapore. d) Este es un cambio químico, cuando se genera electricidad, ciertas sustancias químicas se consumen y se producen otras. Ejercicio 9: Clasifica los siguientes hechos como propiedad física, propiedad química, cambio físico o cambio químico. Fundamenta tu respuesta. a) Disolución de azúcar en agua c) El diamante presenta alta dureza

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

b) Licuación del nitrógeno d) El sodio se oxida

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

Bibliografía

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

Anotaciones

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

TEMA N° 2: LEY DE LA CONSERVACIÓN DE MASA Y ENERGÍA Se pesa un palo de fósforo. Inicialmente pesa 1 g y luego se prende y combustiona. Se vuelve a pesar y ahora 0.8 g. ¿El palo de fosforo perdió masa?, ¿por qué?, ¿el palito de fosforo conservó su masa?, ¿por qué? Para responder estas interrogantes, leeremos los siguientes párrafos del libro de Ralph Burns (Burns R.2003 24). 1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Cuando una vela arde no se gana ni se pierde masa. La masa total de la cera y del oxígeno presente antes de la combustión es igual a la masa total de dióxido de carbono, vapor de agua y cera sin quemar que quedan cuando la vela se apaga. Masa de la cera + masa del oxígeno = Masa del dióxido de carbono + Masa del agua + Masa de la cera sin quemar No se produce un cambio total de masa durante la reacción química. La masa se conserva. Esto se conoce como la Ley de la conservación de la masa. La cual establece que: “No se crea ni se destruye masa durante los cambios físicos y químicos” El descubrimiento de la ley de la conservación de la masa tuvo lugar en Francia, por obra de Antoine Lavoisier. Luego de llevar a cabo múltiples reacciones en recipientes cerrados, de modo que ninguna sustancia pudiese entrar o salir. Lavoisier concluyó que no ocurría cambio alguno en cuanto a la masa total. Puesto que la masa se conserva durante reacciones, también debe conservarse la materia; no se crea ni se destruye materia durante una reacción química. En otras palabras, es imposible crear materia de la nada; no se puede crear átomos a partir de la nada. Dicho de otra manera, “durante reacciones químicas no se ganan ni se pierden átomos”. Por consiguiente, solo es posible hacer nuevos materiales cambiando la forma en que los átomos se combinan.

Ejemplo 1: Teniendo en cuenta la ley de la conservación de masa, explica cómo es que el hierro enmohecido, que es hierro combinado con oxígeno, puede pesar más que el hierro puro. Solución: El enmohecimiento del hierro se parece mucho a la combustión de la cera que ya hemos descrito. La sustancia reaccionó con oxígeno, pero no hubo un cambio de masa en conjunto. De forma análoga, cuando el hierro se enmohece, se combina con una masa específica de oxígeno para producir una masa de óxido de hierro igual a la suma de las masas del hierro y el oxígeno consumidos en el proceso. Hierro + oxígeno → Óxido de hierro (herrumbre) Masa antes de la reacción = Masa después de la reacción

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Recordatorio

Anotaciones

Las masas totales de las sustancias deben ser iguales antes y después de la reacción. Ejercicio 1: a) Cuando un fósforo se quema en su totalidad, ¿se pierde masa? Explica tu respuesta.

La energía potencial es energía almacenada; es la energía que un objeto posee en virtud de su posición o de su composición química. La gasolina y el azúcar de mesa poseen energía potencial debido a su composición química. Un automóvil estacionado en una colina tiene energía potencial debido a su posición. La energía potencial almacenada en el azúcar y otros alimentos se libera cuando

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Bibliografía

Anotaciones

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

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

3 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA Siempre que ocurre una reacción, hay también un cambio de energía. O bien la reacción libera energía, o ésta se requiere de manera continua para que la reacción prosiga. Como se describió en el caso de los procesos inversos del metabolismo y fotosíntesis, si la reacción en un sentido libera energía, la reacción inversa debe absorberla. Este fenómeno tiene una explicación. Durante una reacción química se absorbe o libera energía, pero “No se crea ni se destruye energía durante los procesos químicos” Esto se conoce como la ley de la conservación de la energía, es una forma de expresar lo que también se conoce como la primera ley de la termodinámica. Para explicar cómo es que se gana o se pierde energía sin que ésta se cree o se destruya, supongamos que tienes cierta cantidad de dinero, el cual puede estar disponible en efectivo, o bien “almacenado” en una cuenta de cheques, pero la cantidad total no ha cambiado. El dinero que ésta en el banco, es decir, el dinero “almacenado”, en cierto sentido como la energía potencial. No puedes tomar S/. 100 de tu cuenta sin que el valor de la cuenta disminuya en S/. 100, pero en realidad no has perdido dinero. Si se libera energía que ésta almacenada, y queda disponible para ser utilizada, entonces hay menos energía almacenada, pero nada se ha perdido. Si una parte de la energía potencial almacenada de las sustancias químicas se transforman en energía calorífica disponible, entonces la energía potencial de las sustancias restantes deberá ser menor que al principio. La energía no se crea ni destruye, sino que se transforma, de energía potencial almacenada, en energía calorífica disponible o trabajo. Ejemplo 2: ¿Representan los procesos siguientes un cambio químico o un cambio físico? ¿Hay un incremento o una disminución de la energía potencial de los materiales que intervienen? a) Un tazón de vidrio cae al suelo, b) Se empuja una bicicleta hasta la cima de una

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

Solución: a) Un cambio físico; la energía potencial del tazón disminuye. Conforme el tazón cae, parte de la energía potencial se convierte en cinética. b) Un cambio físico; la energía potencial de la bicicleta aumenta a medida que ésta sube a la colina. c) Un cambio químico; la energía potencial de las sustancias químicas disminuye se emite un sonido y otras formas de energía cuando las sustancias reaccionan. d) Un cambio químico, la energía potencial de las sustancias químicas aumenta cundo se suministra energía. Esta reacción es la inversa de la reacción del ejemplo anterior. Ejercicio 3: a) ¿El butano libera o absorbe energía cuando se quema? ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? Explica tu respuesta.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- b) ¿Se libera o absorbe energía cuando se forma azúcar en plantas verdes? ¿La fotosíntesis es exergónica o endergónica? Explica tu respuesta. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 4: ¿Qué significa energía renovable y no renovable? Elabora una lista de formas de energía renovable y no renovable que puedes encontrar en la vida diaria. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 5: Investiga sobre otras formas de energía que se están utilizando en el mundo.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4 CONVERSIÓN DE MATERIA EN ENERGÍA ¿Puede convertirse la materia en energía y la energía en materia? Albert Einstein, uno de los científicos más notables de los últimos tiempos, relacionó ala materia y energía de una manera interesante.

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UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

o con más precisión, Donde:

: cambio de energía

: cambio de masa, y

c : velocidad de la luz

De acuerdo con la ecuación de Einstein, una masa definida se transforma siempre en una cantidad definida de energía. La ecuación adquiere mayor transcendencia cuando se trata del uranio. Sí un gramo de materia se convierte totalmente en energía, contiene la energía suficiente para calentar una casa durante 1 000 años. El razonamiento de Einstein no se corroboró sino hasta 40 años más tarde. Su comprobación estremeció al mundo con la fuerza de una explosión nuclear. La Ecuación de Einstein describe la relación matemática entre la materia y la energía. En las reacciones nucleares, cantidades extremadamente pequeñas de materia se convierten en cantidades enormes de energía, pero el total de la masa y la energía del universo permanecen constantes. FISIÓN NUCLEAR

FUSIÓN NUCLEAR

Ejemplo 3: En un proceso nuclear de fisión, 10 g de plutonio (Pu-239), se transforman en energía. Calcular esa energía en ergios y en joules. Solución: Datos: m=10 g

c = 3×108 m/s = 3×1010 cm/s

Reemplazando los datos en la fórmula: E = mc2 a) Energía expresada en unidades de ergios (g·cm2/s2). La masa tiene que estar expresada en gramos y la velocidad de la luz en cm/s. E = 10 g × (3×1010 cm/s)2 = 90×1020 Es conveniente expresar la respuesta en notación científica: E= 9×1021 g·cm2/s2 = 9×1021 ergios b) Energía expresada en joules (kg·m2/s2). Es necesario convertir 10 g a kg y expresar la velocidad de la luz en m/s E = 10 g×(1kg/1000 g)×(3×108m/s)2 E= 9×1014kg·m2/s2 = 9×1014 joules

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Ejercicio 6:

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a) ¿Cuál es la diferencia entre fusión y fisión nuclear? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Recordatorio --------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 7: b) ¿Qué significa transmutación nuclear? Cita ejemplos. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------c) ¿Qué es una reacción en cadena? -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------d) ¿Qué partícula subatómica fisiona al átomo? ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

TEMA N° 3: SISTEMA DE UNIDADES ¿Cómo se cuantifica la materia? Para responder a ésta interrogante leeremos los siguientes párrafos del libro de Ralph Burns (Burns R. 2003 36) 1 SISTEMA DE UNIDADES Los científicos de todo el mundo utilizan desde hace mucho tiempo el sistema métrico que fue adoptado en Francia en la década de 1790 a 1800. Hoy en día, casi todos los países del mundo utilizan el sistema métrico actualizado denominado Sistema Internacional o SI. El sistema (SI) se basa en el sistema decimal. A diferencia de las fracciones las cantidades métricas se suman o se restan rápidamente, del mismo modo que lo haces con tu dinero. En 1964, la Oficina Nacional de Patrones adoptó el SI y se basa en las en las siete unidades fundamentales, todas las demás se derivan de éstas. 2 MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y MAGNITUDES DERIVADAS DEL

SISTEMA INTERNACIONAL UNIDADES DE MEDIDA Masa y peso Haremos la distinción entre masa y peso. Masa es la medida de cantidad de materia

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UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

que contiene un cuerpo. La masa de un cuerpo no varía si cambia de posición; por otra parte el peso de un cuerpo es una medida de la atracción gravitacional de la tierra por el cuerpo y la cual varía con la distancia al centro de la misma. Un objeto pesa casi lo mismo en la cima de una montaña que en el fondo de un valle profundo. Como la masa de un cuerpo no varía con su posición, es común utilizar el término “peso” cuando nos referimos a la masa, porque el peso es una forma de medir masa. No obstante debemos recordar que no son idénticas Longitud El metro es la unidad patrón de longitud (distancia) en los sistemas métrico y SI. El metro se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299 792 468 segundos. Volumen En el sistema métrico, los volúmenes suelen medirse en litros o mililitros. En el SI la unidad fundamental de volumen es el metro cúbico: Para medir volúmenes de líquidos se utiliza material de vidrio de diferentes tipos y el que escojamos depende de la exactitud que queramos. Tablas de conversión de unidades Longitud

Masa

3 FACTORES DE CONVERSIÓN Y ANÁLISIS DIMENSIONAL Hay una estrategia de uso muy extendido para resolver problemas y se conoce como análisis dimensional o método de factores de conversión; consiste en la multiplicación de la cantidad dada o conocida (y de sus unidades) por uno o más factores de conversión para obtener la respuesta en las unidades deseadas. Cantidad conocida y unidad(es) × factor(es) de conversión = Cantidad de las unidades deseadas Un factor de conversión es un cociente de dos cantidades equivalentes expresadas en unidades diferentes. Toda igualdad matemática se puede escribir como un factor de conversión. A manera de ejemplo utilizaremos una igualdad conocida: 1 h = 60 min Podemos expresarla de esta manera: O podemos invertir la fracción para obtener su recíproco: Por ejemplo, podemos convertir 6.25 horas en minutos, como vemos aquí:

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4 INCERTIDUMBRE EN LAS MEDICIONES

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Ninguna medición es exacta al 100%. Una pieza de una máquina se puede fabricar conforme a especificaciones que se miden en milésimas de pulgada, o en centésiRecordatorio mas de milímetro, pero al examinar con aumento el objeto medido se observa que la medición no es del todo exacta. Toda medición es incierta en cierto punto. Cuando se hacen varias mediciones que concuerdan dentro de un margen estrecho, decimos que las mediciones tienen buena precisión. Cuando el intervalo de valores es pequeño, la precisión aumenta, pero el simple hecho de que las cifras concuerden estrechamente no significa que son exactas. Si una persona se pesa tres o cuatro veces, los pesos obtenidos pueden tener buena precisión dentro de un margen de medio kilogramo a un kilogramo, pero si la escala de la balanza está desajustada los valores no son exactos. La exactitud, concierne al grado de coincidencia de las mediciones con el valor verdadero.

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

Ejercicio 1: La densidad del agua a 20ºC es 1 g/cc, convertir esta cantidad a kg/m3. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------5 NOTACIÓN CIENTÍFICA Cuando tratamos con números muy grandes o muy pequeños, utilizamos la notación científica. Por ejemplo, la luz viaja a 30 000 000 000 cm/s., 197 g de oro tiene de manera aproximada 602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de oro. El diámetro de un átomo mide aproximadamente 0.000 000 000 1 m, y el de un núcleo atómico, 0.000 000 000 000 001 m. Es evidentemente difícil llevar la cuenta de los ceros en cantidades como éstas. Los números de este tipo se escriben en notación científica, que utiliza potencias de 10 Donde n es un número entre 1 y 10 que se multiplica por 10 elevado a una potencia p. Para escribir un número en notación científica, primero se desplaza el punto decimal del número a la derecha o a la izquierda de modo que quede un dígito diferente de cero a la izquierda del punto decimal. Esto da un número comprendido entre 1 y 10. En seguida se presenta este número multiplicado por 10 elevado a una potencia igual al número de posiciones que se movió el punto decimal, porque cada posición decimal corresponde a un factor de 10.

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

En caso de los números mayores a 10, el punto decimal debe desplazarse a la derecha; por tanto el exponente es un número negativo. Por ejemplo: 345.5 = 3.455×102

Anotaciones

El punto decimal se desplazó dos posiciones a la izquierda, así que el factor exponencial es 102. En el caso de los números entre 0 y 1, el punto decimal debe desplazarse a la derecha; por tanto, el exponente es un número negativo. Por ejemplo, 0.00456 = 4.56×10-3 Aquí, el punto decimal se desplazó tres posiciones a la derecha, así que el factor exponencial es 10-3. Ejemplo 2: Expresar en notación científica: a) 0.0000000512 b) 2546789.12 Solución: a) Se cuentan los espacios que se avanza a partir del punto hacia la derecha entonces el exponente es negativo. Debemos observar que el número no cambia, es el mismo (por ejemplo si se tiene 0.01 es igual a decir 10-2, o por el contrario si se tiene 100 es igual a decir 102). 0.0000000512=5.12x10-8 b) Se cuenta los espacios que se avanza a partir del punto hacia la izquierda, entonces el exponente es positivo. 2546789.12=2.54678912 x 106 Ejercicio 2: Representa en notación científica: a) La edad de la tierra: 4 500 000 000 (cuatro mil quinientos millones de años) -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Diagrama

Objetivos

Inicio

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

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Desarrollo Actividades Autoevaluación

de contenidos

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

Lecturas seleccionadas

¿De dónde vinimos? ¿Cómo se originó el universo? Los seres humanos se han hecho está pregunta desde que fueron capaces de razonar. Las investigaciones que se han realizado Recordatorio Anotacioneséstas interrogantes son un ejemplo del método científico. para responder En la década de los 40 el físico ruso-norteamericano George Gamow estableció la hipótesis de que el universo se originó de una explosión gigantesca denominada big-bang ocurrida hace miles de millones de años. En sus primeros instantes el universo ocupaba un pequeñísimo volumen y su temperatura era tan alta que es no es posible de imaginar. Esta abrasadora bola de fuego de radiación mezclada con partículas microscópicas de materia se fue enfriando gradualmente, lo suficiente para que se formaran los átomos. Por influencia de la gravedad esos átomos se juntaron en cúmulos para formar miles de millones de galaxias, incluyendo la nuestra, denomina Vía Láctea. La idea de Gamow es sumamente interesante y provocativa. Se ha sometido a numerosas pruebas experimentales. Primero, las mediciones mostraron que el universo está en expansión; es decir las galaxias se están alejando unas de otras a velocidades enormes. Este hecho es consistente en el nacimiento explosivo del universo. Imaginado la expansión en

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

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

Diagrama

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

Desarrollo de contenidos

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

GLOSARIO Lecturas seleccionadas

Glosario

Bibliografía

Calor: Es una forma de energía que fluye entre dos tipos de materia debido a una diferencia de temperatura. Recordatorio

Anotaciones

Cambio físico: Se produce cuando la materia cambia de apariencia sin modificar su estructura interna. Cambio químico: Se produce cuando la materia sufre un cambio radical en su estructura interna y da lugar a la formación de sustancias nuevas. Compuesto: Unión de dos o más sustancias simples en proporciones definidas. Densidad absoluta: Es una propiedad física intensiva que es el cociente entre la masa y el volumen de una sustancia. Elemento: Sustancia simple que no puede descomponerse en otras más sencillas. Endergónico: Proceso en el que se absorbe energía diferente al calor. Energía: Capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Energía potencial: Energía almacenada que posee la materia en virtud de su composición, posición o condición.

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

Energía cinética: Energía que posee la materia en virtud a su movimiento. Exactitud: Cercanía entre el valor medido y el valor correcto. Anotaciones

Exergónica: Proceso en la que se libera energía diferente al calor. Factor unitario: Método para realizar conversión de unidades donde el denominador y el denominador están expresados en unidades distintas pero representan cantidades iguales o equivalentes. Multiplicar por un factor unitario es lo mismo que multiplicar por uno. Joule: Unidad de energía del sistema internacional (kg·m2/s2). Ley de la conservación de la energía: La energía no se crea ni se destruye en una reacción química o en un cambio físico, solo cambia de una forma a otra. Ley de la conservación de la materia: La masa es la misma antes y después de una reacción química. Ley de la conservación de la materia y energía: La cantidad de materia y energía permanece constante en el universo. Masa: Cantidad de materia que posee un cuerpo, suele representarse en gramos (g). Materia: Todo aquello que tiene masa e inercia y ocupa un lugar en el espacio. Mezcla: Unión de dos o más sustancias en cantidades variables, en los cuales cada una mantiene su identidad. Se separa por métodos físicos. Mezcla heterogénea: Unión de sustancias, donde se puede visualizar los componentes. No posee propiedades uniformes. Mezcla homogénea: Unión de sustancias, donde no se visualizan los componentes. Posee propiedades uniformes en todas sus partes. Peso: Fuerza de atracción que ejerce la tierra hacia un cuerpo. Precisión: Cercanía entre medidas repetidas de la misma cantidad. Propiedad extensiva: Propiedad que depende de la cantidad de materia. Propiedad intensiva: No depende de la cantidad de materia. Propiedad: Características que describen un cuerpo material mediante la observación o la medición. Diagrama

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AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° I INSTRUCCIONES: Lee detenidamente y responde las siguientes preguntas: Lecturas seleccionadas

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

a) Diferenciar una mezcla homogénea de una heterogénea Recordatorio

Anotaciones

b) Diferenciar mezclas de combinaciones

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c) Una mezcla es un fenómeno físico y una combinación es un fenómeno químico d) Cuando la sal se disuelve se forma una solución.

e) Una mezcla no involucra transformación en la materia pero si una combinación, Recordatorio y se evidencia cuando se oxida un clavo. 2. Clasifica cada uno de los siguientes como elemento (E), compuesto (C), mezcla homogénea (MH) o mezcla heterogénea (ME). I. Agua potable

II. Nitrógeno gaseoso

III. Ácido Clorhídrico

IV. Gaseosa

V. Yogurt

VI. Humo de un cigarrillo

VII. Acero a) MH – E – C – MH – ME – ME – MH b) C – E – ME – MH – MH – C – MH c) ME – E – ME – C – MH – C – ME d) MH – C – ME – C – C – MH – ME c) ME – C – E – ME – MH – C – ME 3. Correlaciona adecuadamente los siguientes métodos de separación. 1 2

3 4 5 6.

Separación Separación Separación ganga Separación Separación Separación azufre

Caso de arena fina y arena gruesa A de agua y talco B de minerales de oro y su C

Método de separación Centrifugación Levigación

de alcohol etílico y agua de arena y agua de limaduras de hierro y

Decantación Tamizado

D E

Destilación

a) 1A – 2B – 3D – 4E – 5C b) 1E – 2A – 3B – 4A – 5B c) 1E – 2A – 3B – 4C – 5D d) 1C – 2B – 3A – 4E – 5D e) 1A – 2E – 3D – 4C – 5B

4. Indica el tipo de mezcla formada por líquidos miscibles y el instrumento o equipo que se utiliza para separarlos. a) Mezcla homogénea - bureta b) Mezcla homogénea - equipo e destilación c) Mezcla heterogénea -pera de bromo d) Mezcla homogénea - centrifugadora e) Mezcla heterogénea - cápsula de porcelana 5. ¿Cuáles de los cambios siguientes son exergónicos (Ex) y cuales son endergónicos (En)? I Una planta que elabora azúcar por fotosíntesis II. El metabolismo del azúcar de un caramelo III. Cuando combustiona el gas propano IV. Cuando al zumo de limón se le agrega polvo de hornear a) Ex - En - Ex - En b) Ex - Ex - En - En c) En - Ex - En - Ex d) En - Ex - Ex - En e) En - En - Ex - Ex

Anotaciones

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

6. Clasifica los que siguen como propiedad física, propiedad química, cambio físico, cambio químico. - En la escala de Mohs la dureza del diamante es 10. - El éter es volátil

Anotaciones

- Si combinamos cobre metálico con ácido nítrico, obtenemos nitrato de cobre. - El cobre se torna de color negro cuando se expone a un ambiente húmedo. a) CF-CQ-PQ-CF b) CQ-CQ-CF-CF c) PF-CF-PQ-CQ d) CF-CQ-PQ-PQ

e) PF-PF-CQ-CQ

7. Identifique cuáles son propiedades intensivas y físicas a la vez. I. Peso II. Volumen III. Color IV. Densidad V. Temperatura de ebullición VI. Oxidación a) I. II, III b) III, IV, V c) I, III, V, VI d) II, III, IV, V e) III, IV, VI 8. Relacione correctamente: I. Agua potable:

a. Compuesto

II. Ácido fosfórico

b. Sustancia simple

III. Diamante

c. mezcla heterogénea

IV. Humo de cigarrillo

d. mezcla homogénea

a) Ib – IIa – IIId - IVc b) Ic – IIa .- IIIb - IVc c) Id - IIa - IIIb - IVc d) Id – IIa – IIIc - IVc e) Ib – IIa – IIIc - IVd 9. Con respecto a los cambios de estado físicos de la materia, indique lo incorrecto: a) sólido-líquido: fusión b) gas-sólido: sublimación directa c) líquido-gas: vaporización d) líquido-sólido: solidificación e) gas- líquido condensación 10. ¿En qué proceso se absorbe energía para su realización? a) Solidificación b) Condensación c) Sublimación inversa d) Vaporización e) Licuación

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Recordatorio

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11.Con respecto a las propiedades de la materia: Se le denomina………………… ………………,cuando depende de la cantidad de sustancia, y se le denomina………………………………….., cuando es independiente de la cantidad de sustancia. a) química-física b) intensiva-extensiva d) general-extensiva d) física-intensiva e) extensiva-intensiva 12. ¿Cuál de las siguientes mezclas no es una solución? a) Agua azucarada b) Latón c) Suero comercial d) Gas natural e) Humo

13. A un estudiante de la UCCI le presentan un sólido para analizar: El estudiante realiza las siguientes observaciones: es un sólido blanco brillante, cuya masa es de 30 g, se oxida rápidamente cuando es expuesto al medio ambiente, reacciona violentamente con el agua, además es suave y se puede partir fácilmente con una navaja. De estas observaciones ¿Qué características no le servirían para diferenciar ésta sustancia de otra? a) Es blanco brillante b) Se oxida c) 30 g d) Es suave e) Es sólido 14. Sí la densidad del mercurio 13.6 g/cm3, el volumen que ocupan 400 g de mercurio es: a) 0.034 ml b) 29.4 ml c) 0.340 ml d) 13,6 cm3 e) 0.0035 cm3 15. Si en la desintegración de una sustancia radioactiva se libera 4.8 x 1025 joules, determine la masa expresada en libras que libera dicha energía. Expresa los resultados con notación científica. (1 kg = 2.205 lb). a) 1.176 x 109 lb. b) 1.176 x 1010 lb. c) 2.176 x 1019 lb. d) 2.176 x 1010lb. e) 2.176 x 1011 lb. 16. En una probeta se agrega agua hasta que alcanza una altura de 50 cm. Se introduce un cuerpo sólido que hace subir el nivel del agua a 58 cm. Si la masa del cuerpo es 80 g, ¿cuál es su densidad en g/cm3? Expresa los resultados con notación científica. a) 7 g/cm3 b) 8 g/cm3 c) 9 g/cm3 d) 10 g/cm3 e) 11 g/cm3

Bibliografía

Actividades

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Bibliografía

UNIDAD I: MATERIA Y ENERGÍA

17. Un cilindro de un metal tiene un radio de 1.72 cm y una altura de 3.25 cm, y posee una masa de 40.51 g. Encuentre la densidad del metal en kg/cm3. a) 0.745 x 10-3 kg/cm3 b) 0.745 x 103 kg/cm3

Anotaciones

c) 1.341 x 10-3 kg/cm3 d) 1.341 x 103 kg/cm3 e) 1.341 x 102 kg/cm3 18. Es una forma de energía y se define como la energía transferida de un sistema a otro: a) Calor b) Energía potencial c) Temperatura d) Energía radiante e) Energía potencial 19. Exprese los siguientes números con notación científica: I. 370 000 000 000 000 II. 0.0000000000000821 a) 3.7 x 10-14, 8.21 x 1014 b) 3.7 x 1013, 8.21 x 10-13 c) 3.7 x 10-13, 8.21 x 1014 d) 3.7 x 1012, 8.21 x 10-12 e) 3.7 x 1014, 8.21 x 10-14 Diagrama

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Bibliografía

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

BIBLIOGRAFIA DE LA UNIDAD I:

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

Recordatorio

Anotaciones

Aucallanchi Velasquez F. Química 2007 1ra Editorial Racso. Brown, Lemay. Química. La ciencia central 2004 9na Edición Editorial Pearson Chang Raymond. Química 2009 9ª Edición. Editorial Mac Graw Hill Whitten W., Davis R., Peck M., Stanley G. Química 2008 8ª Edición Editorial Cengage Learning Torrenegra R. & Pedrozo J. Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de Colombia Ltda.

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

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Diagrama

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Diagrama Lecturas seleccionadas

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UNIDAD II: TEORIA ATOMICA Actividades

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DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD Objetivos Glosario

Inicio Bibliografía

CONTENIDO

Desarrollo de contenidos Recordatorio

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Actividades

EJEMPLOS

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Anotaciones

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Bibliografía

BIBLIOGRAFÍA

CONOCIMIENTOS

Tema N° 1: EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA 1. El átomo de Demócrito a Dalton 2. El átomo de Joseph Thomson 3. El átomo de Rutherford 4. El átomo de Bohr y Planck 5. Teoría atómica actual 6. Generalidades del átomo 7. Núclidos Tema N° 2: MODELO MECANO-CUÁNTICO 1. Números cuánticos 2. Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales. Lectura seleccionada: Láser: la luz esplendorosa. Raymond Chang Autoevaluación de la Unidad II

ACTIVIDADES

AUTOEVALUACIÓN

PROCEDIMIENTOS

ACTITUDES

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

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

2. Describe y explica la evolución de la teorías atómica que llevó al conocimiento actual del átomo. 3. Aplica los cuatro números cuánticos para representar los estados cuantizados de energía 4. Relaciona la estructura atómica con la clasificación de los elementos químicos en la tabla periódica. Actividades dirigidas: 1. Resuelve las actividades que corresponden a los procedimientos propuestos. 2. Realiza las actividades de laboratorio y elabora el reporte correspondiente. Laboratorio 1: Espectros Tarea Académica Nº 1: Presenta un Informe acerca de las actividades dirigidas que corresponden a la Unidad II.

Bibliografía

Actividades

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Bibliografía

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

TEMA N° 1: EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA Anotaciones

¿Hasta dónde se puede dividir la materia?, ¿Cuál es la mínima parte de la materia que conserva las propiedades físicas y químicas de los elementos Para responder estas interrogantes, empezaremos con un breve comentario desde las concepciones antiguas, teorías clásicas y modernas 1 EL ÁTOMO DE DEMÓCRITO A DALTON LEUCIPO (siglo V a.C.) y su discípulo DEMÓCRITO (460 a.C. - 370 a. C) defendían la DISCONTINUIDAD DE LA MATERIA; imaginaban que una gota de agua se podía dividir hasta una mínima parte que no se podía visualizar y que ya no se podía dividir más. A ésta mínima división le dieron la denominación “átomo” (sin división). En contraposición a esta concepción estaba ARISTOTELES (384 a.C. – 322 a.C.), quien defendía la CONTINUIDAD DE LA MATERIA; él afirmaba que la materia se podía dividir indefinidamente, y que todo lo que existía en la naturaleza era producto de la unión de cuatro sustancias elementales: tierra, aire, agua y fuego, oponiéndose rotundamente a la discontinuidad de la materia. Cuenta la historia que Aristóteles era un gran maestro en su época, porque manejaba muchas materias y su palabra era muy respetada, de manera que sus ideas prevalecieron durante muchos años.

Leucipo

Aristóteles

Demócrito

Los elementos según Aristóteles

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

John Dalton

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

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Lecturas seleccionadas

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

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

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

Postulado 2: Los átomos que constituyen un elemento son todos iguales en masa, tamaño y propiedades químicas. Este postulado quedo relegado con el descubrimiento de los isótopos (por ejemplo: el protio, deuterio y tritio que son diferentes formas del átomo de hidrógeno). Postulado 3: Los átomos de elementos diferentes son diferentes. Este postulado permanece vigente en la actualidad, por ejemplo un átomo de helio es diferente a un átomo de sodio. Postulado 4: Los átomos son esféricos, compactos, indestructibles e indivisibles. En la actualidad se sabe que los átomos no son compactos como decía Dalton, en realidad el átomo es espacio vacío y su masa se concentra en un diminuto núcleo. Con lo que respecta al átomo indivisible, se ha demostrado que el átomo está formado por 3 partículas subatómicas fundamentales (protón, neutrón y electrón). Postulado 5: En una reacción química los átomos se unen en proporción numérica definida dando lugar a los compuestos. En este postulado tuvo un error al formular una molécula de agua como (HO) Ejemplo 1: ¿Cuál es la diferencia entre continuidad y discontinuidad de la materia? Solución: Se dice que hay continuidad de la materia cuando una sustancia se divide indefinidamente, mientras que materia discontinua significa que una sustancia se puede dividir hasta el átomo. Ejercicio 1: ¿Cuáles de los postulados de la teoría atómica de Dalton se consideran incorrectos? ¿Por qué? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 2: ¿Cuáles son las semejanzas y diferencias con respecto a la concepción del átomo entre la propuesta de Demócrito y la teoría atómica de Dalton?

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------2 EL ÁTOMO DE JOSEPH THOMSON La naturaleza eléctrica de la materia se conoce desde la antigüedad por las manifestaciones cotidianas que experimentamos, como cuando se frota un lápiz con el cabello y de acuerdo a la carga que adquiere el lápiz éste atrae trozos de papel; otro ejemplo es cuando recibes una pequeña descarga eléctrica al abrir o cerrar la puerta de un carro o cuando saludas extendiendo la mano a un amigo.

Anotaciones

Bibliografía

Actividades

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Bibliografía

Anotaciones

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

Con estas evidencias John Thomson (1856-1940) estaba seguro de la naturaleza eléctrica de la materia pero tenía que demostrarlo experimentalmente y lo logro con su experimento de los rayos catódicos. Este experimento le llevo a concluir que el electrón es una partícula con carga negativa y masa que forma parte de la materia. Thomson dedujo que si los cuerpos son eléctricamente neutros, los átomos también deberían serlo (la cantidad de protones en el átomo es igual a la cantidad de electrones). De esta manera Thomson realizó la siguiente conclusión: El átomo es como una esfera, compacta eléctricamente neutra, donde los electrones se encuentran incrustados en una masa positiva, como si se tratara de las pepas en una sandía o como en un pudín de pasas.

Joseph Thomson

Modelo atómico de Thomson

Más tarde, en 1920, Robert Millikan con su experimento de las gotas de aceite, que consistía en pulverizar gotas de aceite e irradiarlas con rayos X, comprobó que las gotas adquieren carga positiva, llegando un momento en que las gotas de aceite quedan levitando por efecto de repulsión y atracción de las placas (positiva y negativa) y en estas condiciones se pueden realizar medidas. Se calculó la carga eléctrica de muchas gotas de aceite que presentaban diferentes tamaños, y se encontró que dichas cargas eran siempre un múltiplo de una carga muy pequeña, cuyo valor es 1.602x10-19 coulumbios (C). Hasta la teoría de Thomson aún se hablaba de átomo compacto de masa positiva donde se encuentran incrustados los electrones. Ejemplo 2: ¿Cómo nació el televisor en blanco y negro? Solución: En 1920, gracias a la invención del tubo de rayos catódicos, componente principal del televisor en blanco y negro, se revolucionó el mundo de las comunicaciones con un gran éxito comercial. En nuestros días se ha renovado la tecnología y los tubos fueron reemplazados por los circuitos integrados que funcionan con poca energía a diferencia de los tubos que exigían mucha energía.

Experimento de las gotas de aceite de Millikan

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

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Lecturas seleccionadas

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

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Recordatorio

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 4: ¿Qué importancia tuvo el experimento de Millikan y cuál fue su aporte a la teoría atómica actual? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------3 EL ÁTOMO DE RUTHERFORD La teoría atómica de Rutherford fue revolucionaria. La radioactividad descubierta recientemente proporcionó la clave para revelar los secretos del átomo y comprobar que el átomo no era compacto. Ernest Rutherford (1871-1937) motivó a sus colegas Geiger y Marsdem a realizar un experimento que cambiaría el concepto que se tenía hasta entonces del átomo. El experimento consistía en bombardear una laminilla muy delgada de oro con las recién descubiertas partículas alfa (de naturaleza positiva) producto de la radiactividad. Lo que se esperaba del experimento es que los rayos alfa rebotaran al encontrarse con la masa positiva del átomo, pero se dieron con la sorpresa que la mayoría de los rayos alfa atravesaron la delgada lámina de oro y solo algunos rebotaron. Los rayos alfa desviados se detectaban en una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS), que tiene la cualidad de producir luminosidad cuando recibe alguna radiación. Con estas observaciones llegaron a la conclusión de que los átomos no podían ser compactos como decían Dalton y Thomson. Esto solo podía demostrar que en realidad los átomos presentan un gran espacio vacío.

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

Anotaciones

Bibliografía

Actividades

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Glosario

Bibliografía

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

Anotaciones

Ernest Rutherford

Modelo atómico de Rutherford

Ejemplo 3: ¿Qué es la radiactividad? Solución: La radiactividad, es un fenómeno natural y espontáneo que consiste en la liberación de energía en forma de partículas alfa, beta y rayos gamma debido a la desintegración de ciertos núcleos atómicos inestables.

Ejercicio 5: Mencione las principales características de las partículas alfa, beta y gamma. -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ejercicio 6: ¿Cómo se descubrió el protón y el neutrón? -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4 EL ÁTOMO DE BOHR Y PLANCK Como hemos visto Rutherford no pudo explicar la emisión de energía de los electrones. La física newtoniana no podía explicar los fenómenos que ocurren a nivel microscópico, es así que en 1913 el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso sus postulados en base a los estudios de Rutherford, Max Planck y Albert Einstein. La existencia de los espectros de líneas de las sustancias fue el mayor apoyo experimental para que Bohr propusiera un modelo atómico. Se obtuvo datos de innumerables espectros de líneas de muchas sustancias captadas con espectroscopios a comienzos del siglo XX. Para comentar sus postulados es necesario ilustrarnos sobre los siguientes temas. 4.1 ¿Qué son los espectros? La luz visible puede separarse en sus diferentes colores al atravesar un prisma tal como ocurre en un arco iris. Como la luz blanca (luz solar) posee todas las longitudes de onda de la luz visible, produce un espectro continuo (los colores continuos del arco iris). Pero además de estos colores existen otro tipo de radia-

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

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

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

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

Longitud de onda (λ): Es la distancia entre dos crestas de la onda electromagnética. Frecuencia (f): Es el número de ondas que se producen en un segundo y se expresa en Hertz (Hz) o (s-1) Velocidad (c): Es la velocidad de la luz, que ha sido calculada como 3x105 km/s.

La luz, al igual que toda radiación electromagnética, es de naturaleza dual: ondulatoria y corpuscular; está constituida por partículas energéticas o paquetes energéticos llamados fotones o cuantos (según la teoría cuántica propuesta por Max Planck en 1899) f = c/λ c: Velocidad de la luz: 300000 km/s = 3.1010 cm/s = 3x108 m/s λ: Longitud de onda: se expresa en cm, nm, Å, etc. equivalencias (1nm= 10-9m, Å =10-8cm) f: Frecuencia Hz=s-1 La energía de un fotón o un cuanto formulada por Planck, depende del tipo radiación electromagnética

Donde: h: constante de Planck (h = 6.63x10-34 joules ·s = 6.63x10-27 ergios.s) f: frecuencia de radiación

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

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

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Postulado 1: El electrón gira alrededor del núcleo en orbitas circulares. Introdujo el conocimiento del número cuántico principal (n) Postulado 2: Los electrones no pueden estar distribuidos al azar, sino que giran alrededor del núcleo en determinadas orbitas de radios definidos. r n = 0.53n2 Angstrom Donde: n: Número del nivel (capa u órbita) r: Radio de la órbita Calculó exactamente la distancia del núcleo al primer nivel, luego al segundo nivel y así sucesivamente hasta el nivel siete. Postulado 3: Los electrones no emiten ni absorben energía debido a que dichas orbitas se encuentran en estado estacionario. En = b / n2 Donde: b = -13,6 eV = -313,6 k cal/mol n: Número del nivel En: Energía del electrón en una órbita n Estado estacionario significa que las órbitas tienen una energía fija y definida, por lo tanto, los electrones también. Postulado 4: Un átomo solo emite energía cuando un electrón salta de un nivel superior de energía a otro inferior y absorbe energía en el caso contrario. La energía emitida o absorbida por el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.

Donde: Ef = es la energía del nivel más alejado (nf) Ei = es la energía del nivel más cercano (ni) Además de acuerdo a la teoría de Planck.

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

Niels Bohr

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En base en estos postulados y a los estudios de los fenómenos espectrales, Bohr logró proponer un modelo planetario para el átomo de hidrógeno. Bohr, planteó que cada elemento contenía líneas espectrales características que correspondían exactamente a las energías emitidas por los electrones cuando pasaban de un nivel a otro, y que cada línea del espectro correspondía a la energía liberada o absorbida en estas transiciones. 4.4 Niveles de energía Cada uno de los niveles de energía corresponde según Bohr, a una posible órbita del electrón alrededor del núcleo, introduciendo con ello, el primer número cuántico principal (n). Además, con la fórmula empírica de Rydberg (2n2) que sólo se cumple hasta el nivel 4 se puede calcular la cantidad de electrones en cada nivel. Bohr centro sus estudios en el átomo de hidrógeno, pero cuando trató de aplicar su modelo a elementos que contenían más de un electrón, el modelo falló. Con el desarrollo de la espectroscopía se utilizaron espectroscopios más precisos lo cual permitió comprobar que algunas de las líneas de elementos diferentes al hidrógeno eran dobles o aún más complejas, lo que implicaba que los electrones de un mismo nivel energético no poseían la misma energía y tendrían que organizarse de manera diferente. Entonces con la ayuda de otro científico, Arnold Sommerfeld (1868-1951), se dio cuenta de que, en realidad, los niveles estaban formados por subniveles. Estos subniveles fueron designados con las letras s, p, d, f que corresponden a cuatro palabras inglesas que caracterizan a las líneas de los espectros (sharp, principal, difuso y fundamental). Esto obligó a buscar otro modelo que se acercara más a la realidad. Ejemplo 4: ¿Cuál es la longitud de onda en nm para una radiación cuya frecuencia en la zona visible es de 6.55x1014 seg-1? Solución: Datos: λ = ? nm,

f= 6.55x1014s-1,

c= 3x1010 cm/s

, despejando la longitud de onda la ecuación queda Reemplazando los datos y considerando que 1 nm = 10-7 cm , expresando con notación científica.

Ejemplo 5: Determinar la energía ergios y en joules de un fotón cuya longitud de onda es 6500 Å Solución: Datos: E=? ergios y en joules, λ=6 500 Å, h: constante de Planck (h = 6.63x10-34 joules·s = 6.63x10-27 ergios·s) Aplicando la fórmula de Max Planck: a) Energía en ergios

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b) Energía en joules

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Ejercicio 7: Hallar la longitud de onda en Å y energía en joules de una radiación electromagnética, cuya longitud de onda es igual a 5500 Å. Expresar los resultados con notación científica. -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------5 TEORÍA ATÓMICA ACTUAL Con el fin de resolver los errores mostrados por el modelo atómico de Bohr, Sommerfeld introdujo diversas modificaciones. Cuando los átomos que poseen más de un electrón e incluso el mismo átomo de hidrógeno, son sometidos a la acción de un campo magnético, se pudo observar que las líneas llamadas niveles de energía se separaban en líneas más finas (efecto Zeeman). Sommerfeld propuso entonces que los electrones, además de girar en órbitas circulares, también podían girar en órbitas elípticas. Para explicar lo anterior, Sommerfeld propuso la existencia de niveles y subniveles de energía dentro del átomo.

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

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

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Donde: λ: longitud de onda m: masa de la partícula Anotaciones

v: velocidad de desplazamiento de la partícula

b) Principio de incertidumbre de Heisenberg En 1926 el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976) al notar los desacuerdos de sus colegas y realizando muchos experimentos llego a la siguiente conclusión: “Es imposible conocer simultáneamente los dos factores que caracterizan al electrón: su posición y su velocidad”. Si se determina experimentalmente su posición exacta en cierto momento, su movimiento es incierto en tal grado, que no será posible encontrar al electrón. Lo mismo ocurre cuando se mide con exactitud la velocidad de un electrón: la imagen de su posición es incierta. El modelo atómico de Niels Bohr plantea que el electrón sólo gira en órbitas o niveles de energía bien definidos, por tanto, el principio de la incertidumbre contradice totalmente a este postulado ya que no se puede determinar con precisión la posición del electrón con respecto al núcleo, solo se habla de probabilidades.

Donde: Δx = Incertidumbre o error en la medida de la posición Δp = Incertidumbre o error en la medida del momento h = Constante de Planck

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

Donde: x, y, z, representan los ejes coordenados en el espacio tridimensional. Ψ: Función de onda del electrón δ: Símbolo de derivada parcial m: Masa del electrón V: Energía potencial de un electrón E: Energía total de un electrón se lee: segunda derivada parcial de la función de onda respecto a “x”

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Subniveles de Schrödinger Ejemplo 6: Una persona de 50 kg camina a una velocidad de 3 km/h. Calcular la longitud de onda en metros, asociada a dicha velocidad. Solución: Datos: m=50 kg v=3 km/h λ= ? m Aplicando la ecuación de Luis De Broglie

, expresando con notación científica normalizada:

Como se puede observar, la longitud de onda es insignificante. Ejercicio 8: Un corredor de 60 kg alcanza una velocidad de 40 km/h. Calcular la longitud de onda en m y en nm, asociada a dicha velocidad. Expresar los resultados con notación científica. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------6 GENERALIDADES DEL ÁTOMO El átomo es considerado como la más pequeña expresión de la materia, ya que es la partícula más pequeña de un elemento químico que conserva las propiedades de dicho elemento. El átomo es un sistema dinámico y en equilibrio que consta de tres partículas subatómicas fundamentales (electrón, protón y neutrón), y se ha demostrado que no son las únicas.

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Partícula

Símbolo

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Electrón Neutrón

Masa relativa

Masa (g)

(uma)

1/1837

9.10953 x 10-28 g

p op

1.67265 x 10-24 g

1.67495 x 10-24 g

Protón

Carga eléctrica

6.1 Número atómico El número atómico fue propuesto por Henry Moseley (1887-1915) en 1913, y determina el número de protones presentes en el núcleo de un átomo. Nos indica también la posición de un elemento en la tabla periódica. De manera general el número atómico se representa por la letra “Z”. En un átomo neutro la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones. 6.2 Número de masa El número de masa también se denomina número de nucleones (partículas que se encuentran el núcleo del átomo) es un número entero que corresponde a la suma de protones y neutrones y convencionalmente se representa con la letra A. Se escribe generalmente en la parte superior izquierda del símbolo químico del elemento. Como la masa atómica de un elemento es siempre un número fraccionario, su número de masa será, el número entero más próximo a su masa atómica. Por ejemplo: Si el hierro (Fe) tiene una masa atómica de 55.85, su número de masa debe ser 56. De manera convencional el número atómico se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico del elemento. 7 NÚCLIDOS ¿A qué se denomina núclido? Un núclido es la representación del núcleo atómico de un elemento utilizando el símbolo químico de éste. El cual se representa con la letra “E” al elemento, el número atómico (Z); el número de masa (A).

A z

7.1 Tipos de núclidos

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

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Cualquiera que sea el isótopo de hidrógeno, todos los átomos de hidrógeno participan en las mismas reacciones químicas. Por ejemplo, el deuterio reacciona con oxígeno para formar agua pesada, el protio que es el más abundante de los isótopos del hidrógeno, cuando se combina con el oxígeno forma el Recordatorio agua común, mientras que el tritio que es el más pesado, por lo tanto, menos abundante, combinado con el oxígeno forma el agua superpesada. Masa atómica relativa o peso atómico La masa atómica relativa de un elemento se muestra en la tabla periódica y se representa por P.A. (peso atómico). Es en realidad un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales que el elemento posee. Se ha realizado miles de experimentos demostrando que la escala de la masa atómica relativa o peso atómico se basa en la unidad de masa atómica (uma), la cual se define como un doceavo de la masa del isótopo carbono-12 que es exactamente igual a 12 uma. Las masas relativas de todos los demás átomos se establecen comparándolas con este patrón. Aunque se han producido isótopos sintéticos de prácticamente todos los elementos en el laboratorio, estos isótopos no se tienen en cuenta para calcular las masas atómicas. Para calcular la Masa Atómica Promedio o el Peso Atómico se considera la siguiente fórmula:

Donde: P.A.: masa atómica promedio o peso atómico A: masa atómica del isótopo %: abundancia del isótopo

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

c) Isótonos

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

d) Iones

Son especies químicas que presentan carga eléctrica neta positiva o negativa, debido a que la cantidad de protones es diferente a la cantidad de electrones. Cuando un átomo gana electrones el proceso se llama reducción y cuando pierde electrones se llama oxidación. Los iones pueden ser cationes o aniones. Ejemplos de iones son: Mg+2, Na+, Cl-, S-2, Fe+2, etc. • Catión Se genera cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones por lo que todo el sistema atómico tiene una carga neta positiva. Por ejemplo: 27

13 Al

(luego de perder 3 electrones)

27 13

Al+3

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En general: Catión que resulta de perder “x” electrones Anotaciones

N° protones = Z

N° electrones = Z – x

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

32 16

(luego de perder 2 electrones)

En general: Anión que resulta de ganar “y” electrones.

N° protones = Z

N° electrones = Z + y

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

Ne0

isoelectrónicas

Ejemplo 7: Determinar las partículas subatómicas fundamentales en el siguiente elemento. Solución: 40 20

A = 40 z = 20 Número de protones = z+ = e- = 20 Número de neutrones = A –z = 40 – 20 = 20 Ejercicio 9: Determinar partículas subatómicas fundamentales para el -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

TEMA N° 2:MODELO MECANO-CUÁNTICO Como se ha visto en el tema anterior la ecuación de Schrödinger se ajusta muy bien a los datos experimentales, entonces las soluciones de esta ecuación son una buena aproximación del comportamiento de los electrones en el átomo, sobre todo de aquellos que tienen más de un electrón. 1 Números cuánticos La solución de la ecuación de Schrödinger se da en función de cuatro números llamados números cuánticos (n, l, m y s), los cuales tratan de explicar el comportamiento de los electrones en el átomo. Estos números son:

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1.1 El número cuántico principal: n = 1, 2, 3, 4, ... El número cuántico principal n, determina la energía del electrón y el tamaño de la nube electrónica. Un aumento en n significa un aumento de energía del electrón y en el tamaño del átomo. Sus valores están cuantizados del 1 al 7. Este número cuántico ubica al electrón en un determinado nivel de energía. La cantidad de electrones se calcula con la fórmula de Rydberg que sólo se cumple hasta el nivel 4 (2n2). 1.2 El número cuántico de momento angular o azimutal: l = 0, 1, 2, 3, ... , n - 1 El número cuántico de momento angular o secundario se relaciona con la forma del orbital. Además, nos indica la ubicación del electrón en un determinado subnivel de energía. Los valores de l dependen de n y se calcula con la fórmula l = n-1. 1.3 El número cuántico magnético: m = - l, 0, +l El número cuántico magnético se relaciona con la orientación del orbital en el espacio, sus valores dependen del número cuántico azimutal, tal es así que toman valores desde -l hasta +l incluyendo al cero. El número de orbitales se calcula con la fórmula (2l + 1). 1.4 El número cuántico de spin:+1/2, -1/2 En 1925, los físicos George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit, determinaron que cuando un átomo está bajo la acción de un campo magnético, las líneas del espectro de emisión se separan; esto solo puede evidenciar que los electrones giran sobre su propio eje en sentidos contrarios generando campos magnéticos. El espín o giro electrónico genera un campo magnético, cuya dirección depende del sentido de la rotación. El espín electrónico (s) toma los valores de +1/2 para el sentido anti horario (↑) y -1/2 para el sentido horario (↓).

2 Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales Imaginamos que sacamos todos los electrones del átomo y que volvemos a realizar el llenado tomando en consideración 3 reglas fundamentales: 2.1 Reglas para el llenado electrónico a) Primera regla: Principio de exclusión de Pauli Establece que los electrones de un átomo que pertenecen a un orbital, nunca tienen los cuatro números cuánticos iguales, se diferencian por el espín.

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b) Segunda regla: Regla de Hund La regla de Hund establece que el ordenamiento más estable de electrones en los subniveles, es el subnivel que tiene el mayor número de espines paralelos. Anotaciones

c) Tercera regla: Energía relativa - Regla de Aufbau o principio de construcción Esta regla establece que los electrones de un átomo se distribuyen en estricto orden creciente de energía relativa (E.R.). El orden de llenado de los subniveles se obtiene a partir de la suma (E.R. = n + l). Cuando dos subniveles tienen el mismo valor de (n + l), se les denomina degenerados, entonces se llena primero el que tiene menor valor de n. 2.2 Configuración electrónica Teniendo en cuenta estas tres reglas básicas, se distribuyen los electrones en el átomo indicando los distintos niveles, subniveles y orbitales. Para realizar configuraciones electrónicas, se recomienda el siguiente diagrama:

2.3 Configuración simplificada (Kernel) Se utilizan los gases nobles que más se acercan a los elementos químicos. Se utilizan los gases nobles porque son los más estables. Ejemplo: La configuración tipo Kernel del átomo de cloro 17Cl es: [Ne] 3s2 3p5 a) Propiedades paramagnéticas Esta propiedad se presenta cuando en la configuración electrónica el elemento posee orbitales desapareados, en esas condiciones son atraídos débilmente por un campo magnético. b) Propiedades diamagnéticas Esta propiedad se presenta cuando en la configuración electrónica el elemento posee orbitales apareados, en esas condiciones es repelido débilmente por un campo magnético. Ejemplo 1: Determine los números cuánticos del electrón de mayor energía en la siguiente representación: 2p5 Solución: Datos: 2 = Nivel de energía p =Subnivel de energía 5 = Los 5 electrones que se configuraron en el subnivel p Entonces el último electrón se encuentra en: n=2 l=p=1 Como son 5 electrones, aplicando la regla de Hund: m=0

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

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

Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Simplificando utilizando Kernel:

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

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Esta actividad puede consultarla en su aula virtual. Lecturas seleccionadas

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LECTURA SELECCIONADAS N° 2 Lecturas seleccionadas Recordatorio

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Anotaciones Láser: la luz esplendorosa

Raymond Chang Recordatorio

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

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

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Ánodo: Electrodo positivo Cátodo: Electrodo negativo

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Configuración electrónica: Distribución de electrones en el átomo en orden creciente a su energía relativa. Cuanto: Paquete de energía llamado “fotón”. Diamagnetismo: Se presenta cuando todos los electrones de un átomo están apareados ocasionando repulsión cuando es expuesto a un campo magnético. Electrón: Partícula subatómica de carga negativa de -1.6×10-19 coulomb. Espectro: Representación de las longitudes de onda de una determinada radiación electromagnética. Espectro continuo: Se produce cuando una región específica del espectro electromagnético posee todas las longitudes de onda. Espectro de absorción: Se produce cuando un átomo absorbe energía, cuando realiza una transición de un estado basal a un nivel superior de energía. Espectro de emisión: Se produce cuando un átomo libera energía, cuando realiza una transición de un nivel de mayor energía a un nivel inferior de energía. Espectro discontinuo: Espectro de líneas que presentan las sustancias, solo producen ciertas longitudes de onda. Estado fundamental: Energía más baja o más estable de una molécula o átomo. Frecuencia: Número de ondas que se producen en un segundo, su unidad es el hertz (seg-1). Isótopos: Átomos pertenecientes al mismo elemento con igual número de protones.

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

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Masa atómica relativa: Llamada también peso atómico. Es el promedio ponderado de Recordatorio las masas atómicas y la abundancia de los isótopos perteneciente al mismo elemento. Neutrón: Partícula subatómica sin carga que posee masa pero no tiene carga, se encuentra ubicado en el núcleo del átomo. Núcleo: Componente central del átomo, donde se concentra la masa y posee carga positiva. Número de masa: Es la masa del átomo determinada por la adición de protones y neutrones. Orbital: Es el espacio donde existe gran probabilidad de encontrar un electrón. Orbital apareado: Cuando el orbital contiene a dos electrones girando en sentidos opuestos. Orbital desapareado: Cuando el orbital contiene a un electrón girando en sentido anti horario. Orbital s: Orbital atómico de forma esférica. Orbital p: Orbital atómico de forma dilobular. Paramagnetismo: Se presenta en aquellos átomos que presentan orbitales desapareados y son atraídos por un campo magnético. Partículas alfa: poseen carga positiva, son núcleos de helio. Partículas fundamentales: Protón (carga positiva), electrón (carga negativa), neutrón (sin carga). Radiación electromagnética: Es la energía que se transmite mediante campos magnéticos y eléctricos. Radioactividad natural: Descomposición espontánea de un átomo. Rayos catódicos: Flujo de electrones que viajan del cátodo hacia el ánodo. Regla de Hund: Cada orbital de cada subnivel debe contener electrones con espín anti horario antes de empezar el apareamiento. Transición electrónica: Se produce cuando un electrón viaja de un nivel a otro. Objetivos

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AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° II Actividades

Autoevaluación

INSTRUCCIONES: Lee detenidamente y responde las siguientes preguntas: Glosario

Bibliografía 1. Considerando las siguientes especies atómicas

Anotaciones

Indicar la afirmación que no se cumple:

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Glosario

Anotaciones

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD II: TEORIA ATOMICA

a) Hay 2 hílidos b) Hay 2 isobaros c) Hay sólo 1 par de isótonos Anotaciones

d) Hay 3 especies isoelectronicas e) Hay 3 aniones 2. Establezca las relaciones entre los hechos y principios que se enuncian y los nombres de los científicos. 1.Thomson

(

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

2.Bohr

(

) Considera al átomo como esfera indivisible

3.Demócrito

(

) Determino los subniveles de energía

4.Rutherford

(

) Defienden la discontinuidad de la materia

5.Dalton

(

) Explica la emisión y absorción de luz del átomo H

6.Sommerfield

(

) Afirma que los electrones están repartidos en una esfera de masa positiva

a) 4-5-6-3-2-1 b) 4-5-3-2-1-6 c) 5-4-3-2-1-6 d) 5-4-6-3-2-1 e) 3-4-5-6-1-2 3. Expresar el número másico y el número atómico de la siguiente representación: A= 43, Z= 8 A= 42, Z= 5 A= 36, Z= 7 A= 42, Z= 7 A= 42, Z= 5 4. El hierro que se encuentra en la naturaleza se compone de cuatro isotopos cuya abundancia se indica a continuación. A partir de la masa y abundancia de estos isotopos, calcule la masa atómica promedio del hierro de procedencia natural. ISOTOPO

MASA ISOTOPICA (UMA) 53.9396

ABUNDANCIA NATURAL % 5.82

55.9349

91.66

56.9354

2.19

57.9333

54 56

a) 55.85 uma b) 57.57 uma c) 67.07 uma d) 56.19 uma e) 56.88 uma 5. Respecto al modelo actual de los átomos, indique la proposición incorrecta. a) El núcleo es la zona más densa del átomo b) El átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico c) Los electrones se encuentran a distancias no definidas respecto al núcleo d) Los electrones se desplazan alrededor del núcleo en trayectorias definidas. e) El REEMPE, es el espacio donde existe la probabilidad de encontrar al electrón

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

Desarrollo de contenidos

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

6. La configuración electrónica del átomo de escandio es 1s22s22p63s23p64s23d1. Podemos afirmar que: a) Hay 4 sub-niveles b) El subnivel de más alta energía es 4s2 c) Hay un electrón en el último nivel d) En el último nivel hay dos orbitales e) El átomo es paramagnético

7. Una placa de molibdeno debe absorber una radiación de un frecuencia de 1.09 x1015 s-1. Calcular la longitud de onda (nm) y energía (joule) asociada a ella. 274 nm, 7.21 x 10-17 j 275 nm, 7.22 x 10-18 j 275 nm, 7.23 x 10-19 j 277 nm, 7.24 x 10-20 j 277 nm, 7.25 x 10-21 j 8. El átomo de un elemento tiene 4 orbitales “s” apareados, si la cantidad de electrones es máxima. Determinar el número atómico y propiedad diamagnética o paramagnética del elemento. a) 20, diamagnético b) 20, paramagnético c) 30, diamagnético d) 36, diamagnético e) 36, paramagnético 9. Con respecto al espectro electromagnético, ¿cuál de las afirmaciones es correcta?: a) Cuando los electrones saltan a un nivel superior, emiten un fotón de energía b) La frecuencia aumenta conforme la longitud de onda aumenta. c) Los rayos gamma poseen longitud de onda corta. d) Cuando los electrones caen a un nivel basal absorben un fotón de energía e) El espectro continuo está representado por el espectro de líneas de cada elemento. 10. Respecto a los números cuánticos (n, l, m, s), el conjunto correcto es: a) 2; 2; 1; -1/2 b) 4; 3; 4; +1/2 c) 3; 2, 3; -1/2 d) 4; 3; 0, +1/2 e) 4; 2; 3; -1/2 11. En las siguientes proposiciones, marque F si es falso V si es verdadero y marque la secuencia correcta: (..) Los protones presentan carga positiva equivalente a la carga del electrón. (..) El núcleo posee la masa del átomo. (..) La carga total del núcleo es positiva. (..) Los iones son producto del intercambio electrónico a) VVVV b) FVVV c) FFVV d) FFFV e) VVFF

Bibliografía

Actividades

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Bibliografía

UNIDAD II: TEORIA ATOMICA

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

a) Energética y corpuscular b) Corpuscular y neutra c) Positiva y negativa d) Corpuscular y energética e) Negativa y positiva 13 ¿Quién posee mayor poder de penetración? a) rayos alfa b) rayos beta c) rayos x d) rayos gamma e) rayos infrarrojos

14. ¿Qué proposición no es una característica del modelo atómico de Rutherford? a) Se asemeja a un sistema planetario en miniatura. b) Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. c) Posee un núcleo cargado positivamente. d) La masa se concentra en un diminuto núcleo e) Cuando el electrón salta de un nivel superior a un estado basal emite energía 15. En relación a los espectros, señale cuáles de las siguientes proporciones son correctas. I. Un sólido incandescente produce un espectro continuo. II. Los átomos de un elemento químico tienen espectros característicos. III. λ = f /C a) I b) I y II c) II y III d) I, II y III e) II 16. El protio, el deuterio y el tritio se diferencian entre sí por el número de: a) Protones b) Electrones c) Neutrones d) Electrones y neutrones e) protones y electrones 17. La expresión correcta respecto a la configuración electrónica de un átomo es: a) El orden energético de los orbitales es decreciente. b) 3s tiene menor energía que 2p. c) 3d tiene mayor energía que 4s. d) El último subnivel siempre indica el número total de niveles. e) El número de electrones del último subnivel siempre corresponde al último nivel.

UNIDAD II: TEORÍA ATÓMICA

Desarrollo de contenidos

18 El núcleo de la especie posee:

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Lecturas seleccionadas

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Recordatorio

Anotaciones

a) Sólo 31 protones b) 64 protones, 29 neutrones y 31 electrones c) 29 protones y 32 neutrones d) Sólo 35 neutrones e) Sólo 31 electrones 19. Calcule la frecuencia de la radiación roja del estroncio realizada en el laboratorio que tiene una longitud de onda de 6 500 Å. a) 4.615 x 1014 Hz b) 4.615 x 104 Hz c) 5.615 x 1014 Hz d) 5.615 x 105 Hz e) 2.166 x 10-14 Hz 20. Determinar la energía (ergios) de un fotón cuya longitud de onda es 1 500 Å. a) 7.541 x 10-11 ergios b) 7.526 x 10-11 ergios c) 1.326 x 10-13 ergios Objetivos

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d) 1.326 x 10-8 ergios

e) 1.326 x 10-11 ergios Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

BIBLIOGRAFIA DE LA UNIDAD II:

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

Anotaciones

Aucallanchi Velasquez F. Química 2007 1ra Editorial Racso. Brown, Lemay. Química. La ciencia central 2004 9na Edición Editorial Pearson Chang Raymond. Química 2009 9ª Edición. Editorial Mac Graw Hill Whitten W., Davis R., Peck M., Stanley G. Química 2008 8ª Edición Editorial Cengage Learning Torrenegra R—Pedrozo J. Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de

Bibliografía

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Desarrollo de contenidos

Diagrama

Desarrollo de contenidos

Lecturas seleccionadas Diagrama

Objetivos

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Lecturas seleccionadas

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Recordatorio

Anotaciones

UNIDAD III: TABLA PERIODICA Y ENLACE QUÍMICO Actividades

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DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD Glosario

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Objetivos

Inicio

CONOCIMIENTOS Recordatorio Desarrollo de contenidos

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Anotaciones Actividades

PROCEDIMIENTOS

ACTITUDES

1. Construye ecuaciones químicas aplicando la ley de la conservación de la materia.

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

Autoevaluación

TEMA Nº 1: FUNCIONES QUÍMICAS 1. Concepto s generales Lecturas Glosario Bibliografía seleccionadas 2. Función óxidos básicos 3. Función óxidos ácidos o anhidridos 4. Función hidróxidos o bases Recordatorio Anotaciones 5. Función hidruros metálicos 6. Función hidruros no metálicos 7. Función ácidos 8. Función sales. TEMA Nº 2. REACCIONES QUIMICAS 1. Reacción química 2. Ecuación química 3. Clasificación de las reacciones químicas

2. Identifica, formula y nombra compuestos químicos de su entorno. 3. Reconoce la importancia de los compuestos en nuestra vida diaria y en la industria. 4. Describe los cambios químicos relacionando los factores que los determinan: clasificación, representación esquemática, cantidad de materia, balanceo e importancia del lenguaje químico. 5. Describe los componentes de una solución. 6. Determina la concentración de una solución

TEMA Nº3: SOLUCIONES 1. Componentes de una solución 2. Proceso de disolución 3. Clasificación de las soluciones 4. Unidades de concentración 5. Preparación de soluciones por dilución

Actividades Dirigidas:

Lectura Seleccionada: Desalinización. Raymond Chang

Laboratorio 2: Preparación de soluciones

Autoevaluación de la Unidad IV

1. Resuelve las actividades que corresponden a los procedimientos propuestos. 2. Realiza las actividades de laboratorio y elabora el reporte correspondiente. Laboratorio 1: Funciones inorgánicas

Tarea Académica Nº 2: Presenta un Informe acerca de las actividades dirigidas que

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

TEMA N° 1: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Anotaciones

1 ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIODICA ¿Cómo se organizan los elementos químicos en la tabla periódica? ¿Para qué sirve esta organización? ¿Se pueden predecir las propiedades físicas y químicas de elementos que aún no se han descubierto? ¿Cómo se relacionan la configuración electrónica y la tabla periódica? Para responder a éstas interrogantes primero haremos un breve comentario sobre los antecedentes de la Tabla Periódica (T.P.) que han llevado a su conocimiento actual. A mediados del siglo XIX los estudiosos de entonces tenían una vaga idea del conocimiento del átomo y por ende de los electrones y los protones, pero ya habían calculado las masas atómicas de muchos elementos. Con estos datos, Dobereiner en 1829 trató de agruparlos en triadas, en orden creciente de su peso atómico, de modo que la semisuma de las masas atómicas de los elementos que se encontraban en los extremos daba la masa atómica del elemento central. Se les llamó “Triadas de Dobereiner”. Luego se descubrieron más elementos que, por sus características, debían pertenecer a las tríadas conocidas; por lo tanto, la idea de agrupar de tres en tres resultó inadecuada. Posteriormente, Jhon Newlands prosiguió su estudio en 1864, agrupando los elementos de 7 en 7 (como las notas musicales) siguiendo un orden creciente de su masa atómica, de manera que el octavo elemento tenía propiedades similares al primer elemento, el noveno al segundo y así sucesivamente. Se les llamó “Octavas de Newlands”, pero al igual que las triadas esta clasificación resultó insuficiente, ya que elementos con masas mayores a la del calcio no cumplían la regla. A quienes se atribuye la verdadera clasificación y cuyos estudios ayudaron mucho para conocer la tabla periódica tal como la conocemos hoy en día fueron Dimitri Mendeleiev y Julius Meyer en 1869. Mendeleiev y Meyer realizaron sus estudios por separado y se dieron cuenta que tenían muchas concordancias. Ellos clasificaron 66 elementos en forma creciente según su masa atómica, pero luego se dieron cuenta que algunos elementos no obedecían a esta regla. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado sólo de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual. Pero a pesar de ello esta clasificación tuvo gran éxito por difundir por primera vez la idea de grupos y por dejar espacios vacíos y predecir las propiedades de elementos que aún no se habían descubierto, a los que se denominó con el sufijo especial “eka” por ejemplo eka-boro que más tarde se descubrió y era el escandio, eka-silicio que ahora se conoce como germanio etc. Las propiedades físicas y químicas de esos elementos se habían predicho sin aún haber sido descubiertos. Es así que presentan su tabla periódica a la Real Academia compuesta por 7 filas (periodos) y 8 columnas a las que se llamó familias. Luego con el desarrollo de la espectroscopia y la configuración electrónica, Henry Moseley descubrió la frecuencia de los rayos X emitidos por los elementos con sus respectivos números atómicos. De esta manera, Moseley determinó que los elementos se ordenan en estricto orden creciente de su número atómico (número de protones) que como se sabe es igual al número de electrones, lográndose con ello explicar la repetición periódica de las propiedades físicas y químicas de los elementos y convirtiendo a la tabla periódica en una herramienta fundamental en todas las áreas que tienen que ver con la ciencia. Por lo general, una tabla periódica moderna indica el número atómico junto al símbolo del elemento. La importancia y la utilidad de la tabla periódica radican en el hecho de que mediante el conocimiento de las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o periodo, se predicen, con bastante exactitud las propiedades de cualquier elemento aún si este es poco conocido.

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Desarrollo de contenidos

Tabla periódica actual

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Lecturas seleccionadas

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Recordatorio

Anotaciones

(Fuente: http://institutocolumbiacollege.blogspot.com/) 2 DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL La tabla periódica actual consta de siete filas horizontales llamadas periodos, los cuales indican la cantidad de niveles que posee un elemento y se numeran del 1 al 7. Las 16 columnas verticales se denominan grupos (que indican a las familias). Los elementos que pertenecen a determinado grupo presentan el mismo número de electrones en su capa más externa, por lo tanto presentan propiedades químicas similares. Por ejemplo, los elementos del grupo IA reaccionan violentamente cuando entran en contacto con el agua, liberando hidrógeno y dando lugar a hidróxidos. Todos los elementos del grupo IA tienen un electrón en su capa más externa. El grupo representativo de la Tabla Periódica es el grupo “A”, ya que el número de electrones de valencia nos indican el número de grupo. Hay un total de 16 grupos: 8 grupos “A” y 8 grupos “B” (el grupo VIIIB consta de 3 columnas). Por ejemplo, a los elementos del grupo IB se le da la denominación de metales de acuñación ya que son muy maleables y se pueden fabricar monedas con ellos. A los elementos del grupo “B” se les denomina metales de transición y metales de transición interna (éstos últimos están en el periodo 6 y 7 y en el grupo IIIB y se les denomina también lantánidos y actínidos). 2.1 Organización de los elementos en la Tabla Periódica Los elementos representativos de la Tabla Periódica se encuentran en los grupos desde el IA hasta el VIIA. Los elementos químicos que se ubican en estos grupos son aquellos cuya configuración electrónica termina en el subnivel “s” o “p” incompleto. El grupo VIIIA (gases nobles) tiene el subnivel “p” completo, llegando a 8 electrones de valencia con excepción del helio que solo tiene 2. Estos electrones de valencia hacen que las propiedades químicas sean similares en el grupo. En el siguiente diagrama se muestra la ubicación del grupo A y grupo B de la Tabla Periódica

Bibliografía

Actividades

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Glosario

Bibliografía

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

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

GRUPO B Los elementos del grupo B se les conoce como metales de transición y son aquellos cuya configuración electrónica alcanza en “d” y metales de transición interna (lantánidos y actínidos) a aquellos cuya configuración electrónica alcanza el subnivel f” y pertenecen al grupo IIIB y periodos 6 y 7. Los metales de transición son los elementos cuya configuración electrónica alcanza el subnivel “d”. Los lantánidos y actínidos se les llaman también elementos de transición interna cuya configuración electrónica alcanza el subnivel “f”. Zonas de la tabla periódica

Principales familias de la Tabla Periódica Grupo IA

Familia Alcalinos

Nivel de valencia 1

Elementos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

IIA

Alcalinos térreos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

IIIA

Térreos o boroides

ns2np1

B, Al, Ga, In, Tl

IVA

Carbonoides

ns2np2

C, Si, Ge, Sn, Pb

Nitrogenoides

ns np

VIA

Anfígenos o calcógenos

ns2np4

O, S, Se, Te, Po

VIIA

Halógenos

ns2np5

F, Cl, Br, I, At

VIIIA

Gases nobles

ns2np6

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Metales de acuñación

ns1(n-1)d10

Cu, Ag, Au

IIB

Elementos puente

ns2(n-1)d10

Zn, Cd, Hg

N, P, As, Sb, Bi

Ejemplo 1: Hallar el grupo y periodo al que pertenece el fósforo (z=15) Solución: Se comienza realizando la configuración electrónica desarrollada y simplificada para el elemento:

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

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

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Lecturas seleccionadas

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Recordatorio

Anotaciones

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

Por último, en la T.P. cuando se realiza la intersección del periodo 3 y grupo VA, se encuentra el fósforo. Ejercicio 1: Hallar el grupo y periodo al que pertenece el calcio (z=20) y cobre (z=29).

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------3 CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS ELEMENTOS 3.1 Metales El 80% de los elementos de la T.P. son metales, que son buenos conductores del calor y la electricidad (cuando sube la temperatura baja su conductividad), son lustrosos y brillantes mientras no se oxiden, presentan diversos colores, en su mayoría son plateados y sólidos, a excepción del mercurio que es líquido. Resisten la deformación por su alta tenacidad, transformándose en láminas (maleables) y estirándose en hilos (dúctiles), poseen temperatura de fusión de moderada a alta. En las interacciones químicas pierden sus electrones de valencia (electropositivos) y forman iones positivos llamados cationes. Casi todos forman óxidos metálicos originando soluciones básicas, a excepción de los metales nobles que poseen muy baja oxidación como por ejemplo: el oro, el platino, el iridio, etc. Son reductores (se oxidan). Algunas aplicaciones de los metales Nombre

Aluminio

Símbolo

Principales aplicaciones

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

Cobre

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

Cromo

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

Es un metal plateado, se le utiliza en la fabricación de aceros y herramientas. Hierro

Litio

En los seres humanos forma parte de la hemoglobina y enzimas, su ausencia produce anemia. Es un metal blanco plateado, se utiliza en la fabricación de baterías para teléfonos celulares, videocámaras, relojes, etc. El carbonato de litio se utiliza en el tratamiento de trastornos maniaco-

Imagen

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Es un metal plateado, se le

utiliza en la fabricación de QUÍMICO UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE aceros y herramientas. Hierro

Glosario

Anotaciones

Bibliografía

Litio

Magnesio

Mercurio

Plomo

Es un metal gris plateado, se le utiliza en la fabricación de focos de magnesio, en las luces de bengala, en los fuegos artificiales. En las latas de bebidas se encuentra al magnesio aleado con el aluminio. Su hidróxido se utiliza como antiácido. Es un metal líquido plateado, se utiliza en la producción de fungicidas, luces, baterías, amalgamas, termómetros, etc. Altamente tóxico, una exposición prolongada puede ocasionar daño al cerebro, riñones y sistema nervioso. Es un metal de color gris, usado en baterías, pinturas, soldadura, escudos de protección contra la radiación, balas, etc., aunque su uso está restringido por su alta toxicidad. Es tóxico y carcinógeno. Puede causar daños a los riñones y al sistema nervioso (saturnismo), disminución de la fertilidad en el hombre y retardo mental en los niños.

Oro

Plata

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

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

3.2 No metales El 20% de los elementos de la T.P. está constituido por no metales que son malos conductores del calor y la electricidad, con excepción del carbono que, en su forma alotrópica que es el grafito, es buen conductor. Son opacos y quebradizos a excepción del diamante que es la otra forma alotrópica del carbono y que es el material más duro que se conoce. A temperatura ambiente presentan los siguientes estados físicos: Gaseosos: H, N, O, F, Cl Líquido: Br Sólido: I, S, P, C, etc. En las interacciones químicas ganan electrones (electronegativos) y forman io-

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Desarrollo de contenidos

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Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

nes negativos llamados aniones. Casi todos forman óxidos no metálicos y soluciones ácidas. Son oxidantes (se reducen). Algunas aplicaciones de los no metales Nombre

Azufre

Bromo

Carbono

Cloro

Símbolo

Principales aplicaciones

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

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

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

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

Flúor

Es un gas de color amarillo pálido, muy reactivo. El fluoruro de sodio se utiliza en las pastas dentales, en el tratamiento de aguas y en enjuagues bucales para prevenir las caries. Es un no metal de color negro violáceo, se sublima fácilmente.

Yodo

Nitrógeno

Es usado como antiséptico en el alcohol yodado y como complementos alimenticio y colorante. El alimento yodado para gallinas aumenta la producción de huevos. Es un gas que no tiene color ni olor. Es componente principal de la atmósfera de la tierra, utilizado en la industria de explosivos, fertilizantes, plásticos, tinte, en la producción de amoniaco y ácido nítrico. El nitrógeno licuado se utiliza como refrigerante. En la criogenia se le utiliza para conservar espermas, óvulos, células madre, etc. En cosmética se utiliza para despigmentar la piel y eliminar verrugas. El nitrógeno es esencial en la formación de las proteínas.

Es un gas que no tiene olor ni color y ocupa el 20% de la atmósfera. Se encuentra en menor proporción que el nitrógeno.

Imagen

Bibliografía

Nitrógeno

Actividades

Glosario

nitrógeno licuado se utiliza como refrigerante. En la criogenia se le utiliza

Autoevaluación

para conservar espermas, UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA ENLACE óvulos, célulasY madre, etc. QUÍMICO En cosmética se utiliza para despigmentar la piel y eliminar verrugas. El nitrógeno es esencial en la formación de las proteínas.

Bibliografía

Es un gas que no tiene olor ni color y ocupa el 20% de la atmósfera. Se encuentra en menor proporción que el nitrógeno.

Anotaciones

Oxígeno

Es un elemento esencial para la vida. Su principal uso es como comburente en la combustión en los sopletes oxiacetilénicos, ayudan a la respiración en condiciones especiales (hospitales, aviones, buzos, naves espaciales), también se le utiliza en la fabricación del acero.

3.3 Metaloides o semimetales En la T.P. los metaloides se encuentran ubicados en el límite entre los metales y no metales. Poseen propiedades anfóteras (propiedades intermedias entre metales y no metales); por ejemplo, presentan conductividad eléctrica intermedia, y a diferencia de los metales, los semimetales mejoran su conductividad cuando sube la temperatura. Está propiedad ha permitido que los metaloides como el silicio, el germanio, el arsénico y el boro sean particularmente útiles en la fabricación de transistores, chips de computadoras y celdas solares. La siguiente tabla nos muestra la ubicación de los metales, no metales, elementos de transición, gases nobles y tierras raras. Ubicación de los elementos en la tabla periódica

Algunas aplicaciones de los metaloides Nombre

Símbolo

Principales aplicaciones Es un metaloide brilloso de color blanco grisáceo, utilizado en aleaciones y en semiconductores.

Arsénico

En dosis pequeñas es letal y puede contribuir a la aparición de varios tipos de cáncer de piel, vejiga y pulmones. El arsénico se utiliza como dopante en la fabricación de semiconductor “N” para aumentar la conductividad del silicio.

Boro

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

Imagen

semiconductores.

Arsénico

Boro

En dosis pequeñas es letal y puede contribuir a la aparición de varios tipos de cáncer de piel, vejiga y pulmones.

Desarrollo de contenidos

El arsénico se utiliza como dopante en la fabricación de semiconductor “N” para aumentar la conductividad del silicio.

Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Silicio

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

3.4 Gases nobles, raros o inertes Se encuentran, en poca proporción, en la composición del aire. Pertenecen a este grupo el helio, neón, argón, criptón, xenón y radón, que se caracterizan por su inactividad química, ya que poseen 8 electrones de valencia; es por esa razón que no tienden a perder ni a ganar electrones, aunque se ha logrado sintetizar en condiciones muy especiales el exafluoruro de xenón (XeF6). Ejemplo 2: Los metales y no metales presentan propiedades opuestas. Si se conoce las propiedades de un metal, se puede predecir lo que se esperaría de un no metal. Metal: Sólido en condiciones ambientales, buen conductor, forma cationes (iones positivos), combinado con el oxígeno forma un óxido básico. Solución: Desde el punto vista opuesto se puede describir al: No metal: La mayoría son gaseosos en condiciones ambientales, mal conductor, forma aniones (iones negativos), combinado con el oxígeno forma un óxido ácido. Ejercicio 2: Ubica en la Tabla Periódica a los metaloides y describe sus principales propiedades.

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4 DESCRIPCION DE CARACTERÍSTICAS DE ALGUNOS GRUPOS DE LA T.P. 4.1 Grupo A Grupo IA, metales alcalinos (excepción: el hidrógeno) Presentan un electrón de valencia. Son blancos plateados, suaves, poseen brillo metálico mientras no se oxiden, reaccionan en el medio ambiente oxidándose rápidamente, reaccionan violentamente con el agua formando bases y liberando hidrógeno. No se encuentran puros por su excesiva actividad, una vez sintetizados se les debe guardar en atmósfera inerte o en aceite para retardar la oxidación.

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UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Grupo IIA, metales alcalinotérreos

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Presentan 2 electrones de valencia. Son blancos brillantes, de consistencia más dura que el grupo IA. Estos elementos son muy activos aunque no tanto como los del grupo IA. Son buenos conductores del calor y la electricidad. No existen en estado natural, por su naturaleza se presentan formando carbonatos, sulfatos, cloruros, etc. Grupo VIIA, halógenos Son considerados no metales monovalentes. El flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido de color rojo y el yodo es un sólido violeta grisáceo. Son los más electronegativos de la T.P, se combinan con los metales para formar sales haloideas y con el hidrógeno forman ácidos hidrácidos. La mayoría se sus compuestos derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen gran aplicación tanto en la industria como en el laboratorio. 4.2 Grupo B Esta es una familia formada por los grupos IB y IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB y VIIIB entre los que se encuentran los elementos cobre, fierro, zinc, oro, plata, níquel, cobalto, plata, cromo, etc. Los metales de transición poseen propiedades muy variadas, algunos se encuentran en la naturaleza en forma de compuestos; otros se encuentran libres tal como los metales nobles que no se oxidan con facilidad; por ejemplo: oro (Au), platino (Pt), iridio (Ir), etc. Presentan propiedades metálicas, por lo tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad. Sus óxidos presentan diferentes colores debido a que poseen diferentes estados de oxidación.

TEMA N° 2: VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS EN LA T.P. 1 RADIO ATÓMICO Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos, mediante enlace químico.

UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

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En la tabla periódica varía:

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En el siguiente gráfico, el radio atómico disminuye recorriendo un periodo de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo Recordatorio

H 0.55Å LI Be B C N O F Ne 1.33 Å 0.90 Å 0.80 Å 0.77 Å 0.73 Å 0.74 Å 0.72 Å 1.12 Å Na 1.54 Å K 1.96 Å Rb 2.16 Å

2 POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN Es la energía necesaria para arrancar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y transformarse en catión.

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

Li 5.36 Na 5.12 K 4.32 Rb 4.16 Cs 3.87

Be 9.28

B 8.26

C 11.22

N 14.48

O 13.55

Aumento de la energía de ionización

F 17.34

Ne 21.45

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UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Ejemplo 1: ¿Quién tiene menor potencial o energía de ionización? y ¿cómo se interpreta el resultado? Cs, K, Li Anotaciones

Solución: El que tiene menor potencial de ionización es el Cesio (Cs) por lo tanto necesita muy poca energía para arrancarle su electrón de valencia. Ejercicio 1: ¿Quién tiene mayor energía de ionización? y ¿cómo se interpreta el resultado? O, B, N, C -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------3 AFINIDAD ELECTRÓNICA Es otra propiedad de los átomos que se manifiesta cuando un átomo en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha recorriendo un periodo y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo. La ecuación es:

H 17 LI 14 Na 19 K 16

X (g) + e- → X-(g)

Be 14

B 5

C 48

N -

O 40

F 80

4 Electronegatividad La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha recorriendo un periodo y de abajo hacia arriba recorriendo un grupo. Según la escala: El más electronegativo es el flúor.

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El menos electronegativo es el cesio y francio.

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5 CARÁCTER METÁLICO Se caracterizan químicamente por su facilidad de perder electrones y formar cationes, es decir que actúan como elementos ELECTROPOSITIVOS. El carácter metálico aumenta recorriendo un periodo de derecha a izquierda y arriba hacia abajo recorriendo un grupo. 6 CARÁCTER NO METÁLICO Se caracterizan químicamente por su facilidad a ganar electrones y formar aniones, es decir que actúan como elementos ELECTRONEGATIVOS. Su variación es de manera inversa a la del carácter metálico. Diagrama

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ACTIVIDAD N° 1: Autoevaluación

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TEMA N° 3: ENLACES QUÍMICOS ¿Por qué se asocian los átomos? ¿Cómo se asocian los átomos? ¿Cuáles son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos? ¿El tipo de enlace que tienen los compuestos determina las Anotaciones propiedades de éstos? Para responder estas interrogantes empezaremos por definir enlace químico. 1 ENLACE QUÍMICO El enlace químico, como su nombre lo indica, es la unión de dos o más elementos iguales o diferentes mediante fuerzas de atracción de carácter electrostático y magnético que mantienen unidos a los átomos o moléculas. Los átomos se asocian para lograr estabilizarse y cumplir con la regla del octeto o dueto. Las especies químicas enlazadas disminuyen su actividad química y aumentan su estabilidad, es por eso que en la formación de enlaces químicos se libera energía. 2 ESTRUCTURA DE LEWIS La notación de Lewis es la representación simbólica de un átomo con sus electrones de valencia (electrones del último nivel o capa), los cuales son situados alrededor del símbolo mediante puntos o aspas. Así, el símbolo de Lewis para el silicio que tiene la configuración [Ne] 3s23p2 es:

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

SÍMBOLOS DE LEWIS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Ejemplo 1: Escribe símbolos de Lewis para los siguientes elementos: N, P, As, Sb, Bi Solución: Éstos son elementos del grupo VA Sus átomos tienen todos cinco electrones de valencia (ns2np3).

Ejercicio 1: Escribe la estructura de Lewis para: Al, I, Se, Ar ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------2.1 Regla del octeto Se dice que un átomo cumple con la regla del octeto cuando adquiere la configuración electrónica de un gas noble; esto quiere decir que en el último nivel energético, ganando, perdiendo o compartiendo, adquiere 8 electrones de valencia. 2.2 Regla del dueto Se da cuando un átomo como, por ejemplo, el hidrógeno solo puede alojar dos electrones en su último nivel, y en esas condiciones logra la estabilidad. Ejemplo 2: Realice la escritura de Lewis para los siguientes compuestos: HCl, NH3, H2O y CO2. ¿Cumplen con la regla del octeto o dueto?

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

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3 ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS

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

ΔE 0 a 0.5 0.5 a 1.7 Mayor que 1.7

Tipo de enlace Enlace covalente apolar Enlace covalente polar Enlace iónico

4 TIPOS DE ENLACES 4.1 Enlace iónico Llamado también electrovalente, permite formar aquellos compuestos en cuya estructura existen metales y no metales y se forma por la transferencia de electrones debido a la diferencia elevada de electronegatividad de los elementos. En otras palabras, es una fuerza electrostática de atracción entre un catión y un anión. Por ejemplo, cuando se coloca un trozo de sodio metálico de color blanco plateado en un matraz que contiene cloro gaseoso de color amarillo verdoso, se produce una reacción vigorosa y se forma un sólido blanco estable. Se trata de un compuesto muy conocido: cloruro de sodio, que se emplea como sal de mesa y cuya reacción se expresa de la siguiente manera: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar iones positivos (cationes). Los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos (aniones). Cuando se transfieren electrones, se forman iones con un octeto completo de electrones.

Na - 1e –––––> Na+1

––––––>catión

Cl + 1e –––––> Cl-1

––––––>anión

Cuando el sodio metálico reacciona con el cloro gaseoso, un átomo de sodio transfiere un electrón de un átomo de cloro para formar un ion sodio y un ion cloruro. El cloruro de sodio que se forma es un compuesto iónico. El ion Na+ y el ion cloruro Cl- no solo tienen estructuras electrónicas estables como los gases

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nobles, sino que además tiene cargas opuestas. Los iones con cargas opuestas se atraen. Por ejemplo KCl, CaO, AgCl, NaOH, CuSO4, etc. Anotaciones

En los compuestos binarios, si la diferencia de electronegatividades (∆EN) es mayor o igual a 1,7 el enlace es iónico (salvo algunas excepciones), así: ∆EN > 1,7 Propiedades de los compuestos de carácter iónico Se debe advertir que hay características generales, por tanto hay excepciones en cada caso: • Son solubles en agua y en otros solventes polares. Al proceso se le denomina solvatación iónica. • La mayoría forman cristales sólidos que no conducen la corriente eléctrica, pero si son buenos conductores cuando están disueltos en agua o cuando están fundidos, en esas condiciones se produce disociación electrolítica y liberan sus iones (electrólitos) produciéndose de esta manera la conducción. • En condiciones ambientales se encuentran en estado sólido, en forma de cristales. • Presentan puntos de fusión altos, entre 300ºC y 1000ºC. 4.2 Enlace covalente Este tipo de enlace se da entre átomos no metálicos. Se produce cuando se comparte uno, dos o tres pares de electrones entre átomos y por eso se les conoce como enlaces sencillos, dobles o triples respectivamente. Durante la formación de un enlace covalente se puede imaginar a dos átomos que se acercan el uno al otro, entrelazándose sus nubes electrónicas u orbitales, de tal manera que no se pueden separar con facilidad. La molécula que se forma es más estable que los átomos individuales. El enlace covalente entre dos átomos de hidrógeno produce una molécula diatómica de hidrógeno.

Al par compartido de electrones de la molécula se le llama enlace covalente. Tipos de enlace covalente: a) Enlace covalente apolar (no polar) El par de electrones del enlace es compartido equitativamente por átomos del mismo elemento, por lo tanto, con la misma electronegatividad, salvo algunas excepciones. Todos los no metales diatómicos tienen enlaces covalentes no polares; es decir, los pares de electrones se comparten equitativamente entre dos átomos del mismo elemento. Esta compartición de electrones no se limita a un solo par de ellos. Por ejemplo, para formar el nitrógeno molecular o diatómico (N2) cada átomo de nitrógeno comparte 3 pares de electrones y forman un enlace simple cumpliendo de esta manera la regla del octeto. ∆EN =0 → 0.4

b) Enlace covalente polar El átomo con mayor electronegatividad tiene mayor atracción por los electrones compartidos. La nube electrónica no está distribuida uniformemente entre los átomos, creándose polaridad (2 polos). Los signos δ+ y δ- (se leen delta más y delta menos). Ejemplo 3: HCl, tenemos la forma H (δ+) - Cl (δ-)

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

c) Enlace covalente coordinado o dativo Los electrones que participan en el enlace son aportados por uno sólo de los átomos. Ejemplo 4: En el NH4 donde el comparte sus tres electrones sueltos con cada H y el cuarto H está enlazado sólo con el par apareado del N, completando así la ley del octeto. Se suele representar por una flecha.

En conclusión: Ejemplo 5: De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los compuestos NO, NaCl, PH3, As2O3, como enlaces covalente polar, covalente no polar o iónico (muy polares). Solución: Para hallar la diferencia de electronegatividades se utiliza la tabla de Pauling y siempre se resta el elemento que posee mayor electronegatividad del elemento que posee menor electronegatividad.

Ejercicio 3: Utilizando la tabla de Pauling. Calcula la diferencia de electronegatividades entre cada uno de los compuestos siguientes, e indica el tipo de enlace que presentan: KCl, CCl4, PCl3 e I2. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Propiedades de los compuestos de carácter covalente • Se presentan en forma de sólidos, líquidos o gaseosos. Presentan punto de fusión relativamente bajos. • Los compuestos polares como el HCl se disuelven en un disolvente polar como el agua y los compuestos covalentes apolares como el CCl4 son insolubles en el agua, pero solubles en solventes apolares como la gasolina.

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

4.3 Enlace metálico Se produce por la unión de los átomos de los metales y se denomina enlace metálico. Se da porque se forma una red cristalina de iones metálicos (+) mientras que los electrones de valencia débilmente sujetos se desplazan libremente como un fluido (flujo de electrones) por todo el metal. El movimiento de estos electrones de valencia es similar al flujo de un líquido, este desplazamiento se produce a través de la red cristalina; por esta razón los metales son buenos conductores tanto del calor como de la electricidad, son tenaces, dúctiles y maleables y presentan puntos de fusión y ebullición elevados. Una importante característica que distingue a los metales es que, en estado sólido, conducen la electricidad, mientras que los sólidos con enlaces iónicos y covalentes no la conducen. En el siguiente cuadro se presentan algunos compuestos, indicando los tipos de enlace que poseen y las propiedades características que son determinadas por su tipo de enlace.

¿Se puede experimentar con una sustancia determinada para conocer el tipo de enlace? Desde luego que sí. Tanto las pruebas de conductividad como la solubilidad de las sustancias ofrecen importantes indicios respecto a sus características de enlace que se experimentarán en el laboratorio virtual. Los siguientes ejemplos muestran lo señalado: Metales Si el material examinado es un sólido que conduce la electricidad, su apariencia es brillante, y es corroído por algún ácido es de esperar que se trate de un metal. Compuestos iónicos Si una pequeña cantidad de un material sólido se prueba disolviéndolo en agua, y si la solución resultante conduce la electricidad, es de esperar que el material sea una sustancia iónica. Toda sustancia que libera iones en solución acuosa (disuelta en agua) y, por tanto, conduce la electricidad, recibe el nombre de electrólito. El agua pura, por sí sola, es tan mal conductor de la electricidad que no se clasifica como electrólito. Los compuestos iónicos se disuelven en agua pero no se disuelven en gasolina ni en otros productos derivados del petróleo. Compuestos moleculares o covalentes Si la sustancia sujeta a prueba funde a una temperatura baja y es un sólido que no conduce la electricidad, es de esperar que sea una sustancia molecular; es decir, que contenga moléculas con enlaces covalentes. Asimismo, una sustancia molecular no

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conduce una corriente eléctrica cuando está fundida o disuelta en un disolvente. Un buen ejemplo es el azúcar; su punto de fusión es bajo (83ºC) y no conduce la electricidad cuando está fundida o disuelta en agua. Estas propiedades tienen que ver con el hecho de que la glucosa es una sustancia molecular con enlaces covalentes. Recordatorio Líquidos covalentes polares y no polares Los líquidos moleculares se clasifican en dos tipos: polares y no polares. Las moléculas de agua son polares; la distribución electrónica de las moléculas de agua está desequilibrada. Otros líquidos polares son miscibles (solubles) en agua, en tanto que la mayor parte de los líquidos no polares son inmiscibles (no solubles) en agua. El aceite y el agua son inmiscibles; no son solubles el uno en el otro. Por tanto, el aceite debe ser no polar porque no se disuelve en el agua, que es polar. Ejemplo 6: Se tiene un sólido cristalino de color azul, que no conduce la electricidad, se solubiliza en el agua y en estas condiciones es muy buen conductor. ¿Qué tipo de enlace posee la sustancia? Solución: Si la sustancia es un sólido soluble en agua y en estas condiciones conduce la electricidad, el compuesto posee enlace iónico. Ejercicio 4: Se analiza un sólido y se demuestra que conduce la electricidad, es de color blanco plateado y es corroído por el HCl. ¿Qué tipo de enlace presenta la sustancia? -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Diagrama

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ACTIVIDAD N° 2: Objetivos Autoevaluación

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LECTURA SELECCIONADAS: ¿El tercer elemento líquido? Recordatorio

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Raymond Chang

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

Recordatorio

No se sabe cuáles son las propiedades de todos los elementos conocidos porque algunos de ellos nunca se han preparado en cantidades suficientemente grandes para investigación. En tales casos se debe confiar en las tendencias periódicas para predecir sus propiedades. ¿Qué oportunidad existe, entonces, de descubrir un tercer elemento líquido? Considere el francio (Fr), último miembro del grupo lA, para confirmar si podría ser un líquido a 25°C. Todos los isótopos del francio son radiactivos. El isótopo más estable es el francio-223, el cual posee una vida media de 21 minutos. (Vida media es el tiempo que tarda en desintegrarse la mitad de los núcleos de cualquier sustancia radiactiva.) Esta vida media tan corta significa que sólo

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podrían existir en la Tierra pequeñas huellas de francio. A pesar de que es factible preparar francio en el laboratorio, no se ha preparado o aislado una cantidad que pueda pesarse. Por esta razón es muy poco lo que se conoce acerca de las propiedades físicas y químicas del francio. Sin embargo, es posible utilizar las tendencias periódicas para predecir algunas de sus propiedades. Tome como ejemplo el punto de fusión del francio. El gráfico indica cómo varían los puntos de fusión de los metales alcalinos con el número atómico. Del litio al sodio el punto de fusión disminuye 81.4°; del sodio al potasio, 34.6°; del potasio Objetivos Inicio al rubidio, 24°; del rubidio al cesio 11°. Con base en esta tendencia, se predice que la disminución del cesio al francio será de unos 5°. Si es así, el punto de fusión del francio sería 23°C, lo que lo convertiría en un líquido en condiciones atmosféricas.

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

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Anfótero: Capacidad de un elemento para comportarse como metal y como no metal. Ánodo: Electrodo positivo Catión: ión con carga positiva. Cátodo: Electrodo negativo Conductividad: Es la capacidad que poseen algunas sustancias de permitir el flujo de corriente eléctrica. Dipolo: Cuando la sustancia presenta enlaces covalentes con carga parcial + y carga parcial Electrodo positivo: ánodo Electrodo negativo: cátodo Electrólito: Es una sustancia que disuelta en agua o fundida se disocia en iones. Electrones de valencia: Representados por los electrones del último nivel o capa. Electronegatividad: Se refiere a la medición de la capacidad que tienen los átomos para atraer electrones. Elementos de transición: Son metales del grupo B, cuya configuración alcanza el subnivel “d”. Elementos de transición interna: Llamadas también tierras raras. Su configuración alcanza el subnivel “f”. Elementos representativos: Son los que conforman el grupo A de la Tabla Periódica Energía o potencial de ionización: Es la energía necesaria para arrancarle a un átomo su electrón y formar un catión. Enlace simple: Los no metales comparten un par de electrones. Enlace doble: Los no metales comparten 2 pares de electrones Enlace triple: Los no metales comparten 3 pares de electrones. Enlace iónico: Atracción electrostática entre un anión y un catión, que se lleva a cabo entre un metal y no metal. Enlace covalente no polar o apolar: Se da entre no metales de la misma especie, las cargas están repartidas equitativamente y no presentan polaridad.

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

Ley periódica: Actualmente los elementos químicos se ordenan en estricto orden creRecordatorio ciente a su número atómico Escritura de Lewis: Es la representación de los electrones de valencia de un elemento o un compuesto, mediante aspas o puntos. Gases nobles: también llamados gases raros, se caracterizan por ser muy estables y presentar inactividad química Periodicidad: Significa que todos los elementos manifiestan variaciones periódicas regulares de acuerdo a su posición en la T.P. Regla del octeto: Se cumple, cuando los elementos que forman un compuesto adquieren la configuración electrónica de un gas noble. No todos los compuestos cumplen esta regla. Sustancia covalente: Es un compuesto donde predominan los enlaces covalentes. Sustancia iónica: Es un compuesto donde predominan los enlaces iónicos Sustancia electrolítica: Sustancia que disuelta o fundida contiene iones por lo tanto conduce la electricidad. Objetivos

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AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° III INSTRUCCIONES: Lee detenidamente y responde las siguientes preguntas: Glosario

1. La ley de las octavas fue propuesta por: Bibliografía a) Dobereiner b) Newlands c) Dalton

Anotaciones

d) Moseley e) Mendeleiv 2. ¿Qué familias químicas no tienen correcto su nivel de valencia? I. Gases nobles

ns2np8

II. Halógenos

ns2np5

III. Boroides

ns2np3

IV. Carbonoides

ns2np6

V. Alcalinotérreos a) II y V b) II y III

ns2

c) I y III d) II y IV e) I,III y IV

3. os electrones que determinan las propiedades químicas de los elementos se encuentran: a) Cerca del núcleo b) En el núcleo c) En el nivel basal d) En el último nivel de energía e) En cualquier nivel

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4. Ubicar en la tabla el a) periodo 5, grupo VIA b) periodo 5, grupo VA Anotaciones

c) periodo 6, grupo VIA d) periodo 5, grupo IVA e) periodo 5, grupo IA 5. No es característica general de los metales: a) Poseen brillo característico. b) Son buenos conductores del calor y la corriente eléctrica. c) Se oxidan con facilidad, al perder electrones para formar cationes. d) Presentan valores altos de potencial de ionización. e) Presentan altos puntos de fusión y ebullición. 6. Señale la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: I. Carácter metálico: K>Na>Li II. Carácter no metálico: F>Cl>Br III. El valor máximo de electronegatividad le pertenece al francio. IV. Elementos líquidos: Br y Hg a) VVVV

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

7. El elemento con descripción errada de sus características a condiciones ambientales es: a) Mercurio, metal, líquido a condiciones ambientales. b) Sodio, metal sólido gris, no se encuentra libre en la naturaleza. c) Bromo, no metal gaseoso rojizo, no se encuentra libre en la naturaleza. d) Iodo, no metal, sólido violeta, no se encuentra libre en la naturaleza. e) Iridio, es un metal noble que proviene de un meteorito de muy poca abundancia en la naturaleza 8. ¿Qué proposiciones son correctas? I. Elemento representativo: bloque “p”. II. Grupo: fila horizontal III. Alcalino térreo: ns2 IV. Metal: electropositivo V. Metaloide: gas noble VI. Orden de los elementos: creciente a su masa atómica a) I y II b) III y IV c) II y IV d) I, III y IV e) Todas 9. La relación incorrecta es: a)

, elemento representativo

, metal representativo

, elemento representativo

, metal de transición

, metal de transición interna

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10. Complete el siguiente concepto:

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“………………………………….es la facilidad para perder electrones, es decir para…………………que presentan los átomos” a) El carácter no metálico-reducirse

Recordatorio

b) La electronegatividad-oxidarse c) El carácter metálico-oxidarse d) La electronegatividad-reducirse. e) La electropositividad–reducirse 11. El enlace químico que se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro, se llama enlace: a) Covalente dativo b) Iónico o electrovalente c) Puente hidrógeno d) Covalente polar e) Covalente apolar 12. Es un compuesto que permite que el agua conduzca la corriente eléctrica a) C6H6

b) C2H5OH

d) CH3OH

e) H2O2

c) CuSO4

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

a) Covalente

b) Iónico

c) Dativo

d) a y b

e) b y c

14. No es característica de los compuestos iónicos a) Disueltos en agua conducen la corriente eléctrica. b) A condiciones normales son en su mayoría sólidos. c) Sus enlaces son de naturaleza eléctrica. d) Se da por transferencia de electrones.. e) Son solubles en disolventes apolares como el benceno. 15. Señale el número de enlaces dativos en la estructura de H2SO3. a) 1

b) 2

c) 3

d) 4

e) 5

16. De los siguientes compuestos, predice al que tendrá mayor punto de fusión a) H2O b) N2

c)HCl

d)KI

e)NH3

17. Mediante la escritura de Lewis. Determina al compuesto que no cumple con la regla del octeto: a) HNO3

b)BH3

c)H3PO4 d)Cl2

e) CH3-COOH 18. La sustancia C es un sólido plateado brilloso que conduce la corriente eléctrica, pero no se puede fundir con un mechero Bunsen de laboratorio. La sustancia no se disuelve en agua ni en bencina, pero sí se corroe con un ácido. Indica si el enlace de la sustancia C. a) Iónico b) Covalente polar, c) Covalente no polar d) Metálico. e) Covalente coordinado

Anotaciones

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UNIDAD III: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

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

Anotaciones

b) Covalente polar, c) Covalente no polar d) Metálico. e) Covalente coordinado 20. Se tienen los siguientes elementos: Elemento Configuración Electrónica

A 1s22s22p63s2

B 1s1

C 1s22s22p63s23p4

La relación correcta es: a) A y B al combinarse forman enlace covalente apolar. b) C y A al combinarse forman enlace iónico. c) B y C al combinarse forman enlace covalente dativo. Diagrama

Objetivos

Inicio

d) La molécula C2 presenta enlace covalente coordinado.

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

Actividades

Autoevaluación

Lecturas seleccionadas

Glosario

Bibliografía

BIBLIOGRAFIA DE LA UNIDAD III:

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

Recordatorio

Anotaciones

Aucallanchi Velasquez F. Química 2007 1ra Editorial Racso. Brown, Lemay. Química. La ciencia central 2004 9na Edición Editorial Pearson Chang Raymond. Química 2009-9ª Ediciòn. Editorial Mac Graw Hill Whitten W., Davis R., Peck M., Stanley G. Química 2008 8ª Edición Editorial Cengage Learning Torrenegra R—Pedrozo J. .Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de Colombia Ltda.

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Diagrama

Objetivos

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Lecturas seleccionadas

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Lecturas seleccionadas Diagrama

Actividades

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

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Autoevaluación

Recordatorio

DIAGRAMA DE PRESENTACIÓN DE LA UNIDAD Glosario

Bibliografía

Objetivos

Inicio

CONOCIMIENTOS Recordatorio Anotaciones Desarrollo Actividades Autoevaluación deTEMA contenidosNº 1: FUNCIONES

QUÍMICAS 1. Conceptos generales 2. Función óxidos básicos 3. Función óxidos ácidos o Lecturas Glosario Bibliografía anhidridos seleccionadas 4. Función hidróxidos o bases 5. Función hidruros metálicos Recordatorio Anotaciones 6. Función hidruros no metálicos 7. Función ácidos 8. Función sales. TEMA Nº 2. REACCIONES QUIMICAS 1. Reacción química 2. Ecuación química 3. Clasificación de las reacciones químicas TEMA Nº3: SOLUCIONES 1. Componentes de una solución 2. Proceso de disolución 3. Clasificación de las soluciones 4. Unidades de concentración 5. Preparación de soluciones por dilución Lectura Seleccionada: Desalinización. Raymond Chang Autoevaluación de la Unidad IV

PROCEDIMIENTOS

ACTITUDES

Es responsable y puntual en el cumplimiento de sus obligaciones académicas, 2. Identifica, formula y nom- demostrando esfuerzo y bra compuestos químicos de su perseverancia en el desaentorno. rrollo de las actividades de 3. Reconoce la importancia la asignatura. 1. Construye ecuaciones químicas aplicando la ley de la conservación de la materia.

de los compuestos en nuestra vida diaria y en la industria.

4. Describe los cambios químicos relacionando los factores que los determinan: clasificación, representación esquemática, cantidad de materia, balanceo e importancia del lenguaje químico. 5. Describe los componentes de una solución. 6. Determina la concentración de una solución Actividades Dirigidas: 1. Resuelve las actividades que corresponden a los procedimientos propuestos. 2. Realiza las actividades de laboratorio y elabora el reporte correspondiente. Laboratorio 1: Funciones inorgánicas Laboratorio 2: Preparación de soluciones Tarea Académica Nº 2: Presenta un Informe acerca de las actividades dirigidas que corresponden a la Unidad IV.

Anotaciones

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

TEMA N° 1: FUNCIONES INORGÁNICAS Anotaciones

Cuándo un metal o un no metal se combina con el oxígeno o hidrógeno, ¿qué tipo de función inorgánica forman? ¿Cuál es la diferencia entre ácidos y bases? ¿Por qué a las sales se les denominan reacciones neutras? Para responder estas interrogantes realizaremos una breve revisión de los conceptos que se necesitan para representar, formular, balancear y nombrar ecuaciones químicas: 1 CONCEPTOS GENERALES 1.1 Valencia Es la capacidad de combinación que poseen los átomos de un elemento para formar un compuesto. Ejemplo 1: Valencia del sodio = +1 Valencia del cloro = -1 1.2 Estado de oxidación Para elementos se debe tener en cuenta: Es el número de electrones ganados o cedidos por un átomo para formar compuestos y así alcanzar la configuración electrónica de un gas noble (ns2np6 ó ns2). Por ejemplo la tabla nos muestra al: Grupo IA: Na, Li, K, Cs, Rb y Fr Configuración= ns1 Estado de oxidación:+1 (K+1)

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

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Números de oxidación de los elementos más comunes en sus compuestos

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Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

Para compuestos debemos considerar: E.O. (H) =+1 (hidruros no metálicos) E.O. (H) = -1 (hidruros metálicos) E.O. (O) = -1 (peróxidos) E.O. (O) = -2 (en la mayoría de compuestos, por ejemplo: óxidos ácidos y básicos) En todo compuesto la sumatoria de los estados de oxidación debe ser igual a 0:

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

Ejemplo 2: , la sumatoria de las cargas para el óxido férrico es cero. , la sumatoria de las cargas del radical oxhidrilo es -1 1.3 Nomenclatura de compuestos inorgánicos La nomenclatura se ocupa de nombrar de manera sistemática a las sustancias químicas y está estrechamente relacionada con su composición, estructura y clasificación que se basan en un conjunto de reglas. a) Nomenclatura clásica o antigua Se utilizan sufijos y prefijos para poder nombrar:

N° DE VALORES DE E.O. PREFIJO HIPO

PER

SUFIJO -

OSO

ICO

* *

Nota: El Per-ico, generalmente se utiliza para el estado de oxidación “7” Por ejemplo, el cloro tiene 4 estados de oxidación positivos (+1, +3, +5, +7). Para nombrar a sus compuestos se utilizaran los prefijos y sufijos de menor a mayor estado de oxidación que se detallan en la tabla para 4 estados de oxidación. Por ejemplo, a Cl2O7, se le denomina anhídrido perclórico Por su parte, el cobre solo tiene 2 estados de oxidación (+1, +2). Para nombrar a sus compuestos se utilizaran los sufijos de menor a mayor estado de oxidación que se detallan en la tabla para 2 estados de oxidación. Ejemplo: a Cu2O, se le denomina óxido cuproso b) Nomenclatura Sistemática (IUPAC) El comité de nomenclatura de química inorgánica de la Unión internacional de química pura y aplicada cuyas siglas en inglés son IUPAC, establece reglas para nombrar a los compuestos utilizando prefijos que se detallan a continuación.

Bibliografía

Actividades

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Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

PREFIJO N° átomos

Anotaciones

MONO

TRI

TETR A

PENTA

HEXA 6

HEPTA 7

…….. ……..

Estos prefijos se utilizan para nombrar la cantidad de átomos que hay en la fórmula Ejemplo 3:

CaO, tiene por nombre monóxido de calcio

CO2, tiene por nombre dióxido de carbono c) Nomenclatura Stock Esta nomenclatura es aplicable para aquellos elementos que tienen más de un estado de oxidación, si presentan un solo estado de oxidación es innecesario nombrarlos con esta nomenclatura. Se nombra indicando la función inorgánica a la que pertenece el compuesto, seguido del número de oxidación en números romanos entre paréntesis. Ejemplo 4: Fe2O3, se le nombra como óxido de hierro (III)

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

Cuándo se observa una calamina corroída o un clavo expuesto al ambiente, podemos notar un color naranja; recurriendo a nuestros conocimientos empíricos afirmamos que la calamina se oxidó. Este compuesto es nada menos que la herrumbre (un óxido de hierro). A continuación trataremos este tipo de función química inorgánica. 2 FUNCIÓN ÓXIDOS BÁSICOS Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. Formulación: , la sumatoria de cargas debe ser igual a cero Ejemplo 5: Se permutan los estados de oxidación Ecuación química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 6: Los estados de oxidación del hierro son (+2, +3), por lo que la ecuación química cuando se trabaja con su mayor valencia que es 3, será:

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

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Ejemplo 7:

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Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

1) Na2O, se nombra:

Nomenclatura tradicional: Oxido sódico u óxido de sodio

Nomenclatura IUPAC: Monóxido de disodio

2) Fe2O3, se nombra

Nomenclatura tradicional: Óxido férrico

Nomenclatura Stock: Óxido de hierro (III)

Nomenclatura IUPAC: Trióxido de difierro Metal

Estado de oxidación

Ecuación química

Formulación

CaO + H2O → Ca(OH)2

Ca(OH)2

Al2O3 + 3H2O → 2Al(OH)3

Al(OH)3

Cu2O + H2O → Cu(OH)

Cu(OH)

CuO + H2O → Cu(OH)2

Cu(OH)2

+2,+3

FeO + H2O → Fe(OH)2

Fe(OH)2

Na2O + H2O → 2Na(OH)

Na(OH)

Clásica Hidróxido cálcico Hidróxido de aluminio Hidróxido cuproso Hidróxido cúprico Hidróxido ferroso Hidróxido de sodio

Óxidos básicos

Aplicaciones

Li2O

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

ZnO

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

Cu2O

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

CuO

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

PbO

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

Nomenclatura Stock ------------------------Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre (II) Hidróxido de fierro (II) -------------

Gráfico

IUPAC Dihidróxido de calcio Trihidróxido de aluminio Monohidróxi do de cobre Dihidróxido de cobre Dihidróxido de fierro Monohidróxi do de sodio

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

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

Formulación: FeO Nomenclatura - Clásica: Óxido ferroso - Stock: Óxido de hierro (II) - IUPAC: Monóxido de hierro Ecuación química balanceada: Ejercicio 1: Formula, nombra y construye la ecuación química para el magnesio. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------3 FUNCION ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHIDRIDOS Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. Formulación: , la sumatoria de cargas debe ser igual a cero. Ejemplo 9: Se permutan los estados de oxidación. Ecuación Química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 10: 1) Cl (-1,+1,+3,+5, +7) Se realiza la ecuación química con estado de oxidación +1 2) S (-2,+2,+4,+6) Se realiza la ecuación con estado de oxidación +6

Nomenclatura: Cl2O, se nombra: Nomenclatura tradicional: Anhídrido hipocloroso Nomenclatura Stock: Óxido ce cloro (I) Nomenclatura IUPAC: Monóxido de dicloro SO3, se nombra: Nomenclatura tradicional: Anhídrido sulfúrico Nomenclatura Stock: Óxido de azufre (VI) Nomenclatura IUPAC: Trióxido de azufre

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

No metal

Estado de oxidación

Ecuación química

Formulación

2Cl2 + 5O2 → 2Cl2O5

Cl2O5

2Cl2 + 7O2 → 2Cl2O7

Cl2O7

2C + O2 → 2CO

2C + 2O2 → 2CO2

CO2

2N2 + 3O2 → 2N2O3

N2O3

2N2 + 5O2 → 2N2O5

N2O5

Clásica Anhídrido clórico Anhídrido perclórico Anhídrido carbonoso Anhídrido carbónico Anhídrido nitroso Anhídrido nítrico

Óxidos ácidos

Aplicaciones

Cl2O5 , Cl2O7

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

CO , CO2

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

N2O3 , N2O5

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

Nomenclatura Stock Óxido de cloro (V) Óxido de cloro (VII) Óxido de carbono (II) Óxido de carbono (IV) Óxido de nitrógeno (III) Óxido de nitrógeno(V)

Lecturas seleccionadas

IUPAC Pentóxido de dicloro Heptóxido de dicloro Recordatorio Monóxido de carbono Dióxido de carbono Trióxido de dinitrógeno Pentóxido de dinitrógeno

Gráfico

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

P2O5

Nomenclatura: - Clásica: Anhídrido fosfórico - Stock: Óxido de fósforo (V) - IUPAC: Pentóxido de difósforo Ecuación química balanceada: Ejercicio 2: Formula, nombra y construye la ecuación química para el bromo con estado de oxidación (+7). -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4 FUNCION HIDRÓXIDOS O BASES Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. La formación de un hidróxido se evidencia en el laboratorio con reactivos orgánicos, por ejemplo, el papel de tornasol rojo vira a color azul y al agregar fenolftaleína a la base se torna de un color rojo grosella. Su rango de pH es de 8 a 14. Formulación:

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Glosario

Anotaciones

Bibliografía

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Ejemplo 12:

Anotaciones

Se permutan los estados de oxidación En todo compuesto químico las cargas deben estar equilibradas. Ecuación Química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 13: 1) Mg (+2) 2) Fe (+2,+3) Se realiza la ecuación con estado de oxidación +3 , para balancear se comienza primero por el metal. Nomenclatura: Mg(OH)2, se nombra: Nomenclatura tradicional: Hidróxido de magnesio Nomenclatura IUPAC: Dihidróxido de magnesio Fe(OH)3, se nombra Nomenclatura tradicional: Hidróxido férrico Nomenclatura Stock: Hidróxido de fierro (III) Nomenclatura IUPAC: Trihidróxido de fierro

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Óxidos ácidos

Aplicaciones

Ca(OH)2

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

Al(OH)3

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

Cu ( OH) , Cu ( OH)2

Es utilizado como fungicida, bactericida de amplio espectro de acción, en árboles frutales y vides.

Fe(OH)2

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

Na(OH)

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

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Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

Gráfico

Ejemplo 14: Formula, nombra y construye la ecuación química para el litio con estado de oxidación (+1). Formulación: Li(OH) Nomenclatura: -Clásica: Hidróxido de litio -IUPAC: Monohidróxido de litio Ecuación química balanceada: Ejercicio 3: Formula, nombra y construye la ecuación química para el níquel con estado de oxidación (+3). -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------5 FUNCIÓN HIDRUROS METÁLICOS Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal con hidrógeno, quien toma estado de oxidación -1.

Bibliografía

100

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Formulación: , la sumatoria de las cargas debe ser cero. Anotaciones

Ejemplo 15: Se permutan los estados de oxidación. Ecuación Química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 16: 1) Na (+1) 2) Ni (+2,+3) Se realiza la ecuación con estado de oxidación +3

Nomenclatura: 1) NaH, se nombra: Nomenclatura tradicional: Hidruro sódico Nomenclatura IUPAC: Monohidruro de sodio 2) NiH2, se nombra Nomenclatura tradicional: Hidruro niqueloso Nomenclatura Stock: Hidruro de níquel (II) Nomenclatura IUPAC: Dihidruro de níquel Estado de oxidación

Ecuación química

Formulación

Ca + H2 → CaH2

CaH2

Hidruro cálcico

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

2Na + H2 → 2NaH

NaH

Hidruro sódico

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

No Metal

2Li + H2 → 2LiH

LiH

+1,+2

Cu + H2 → CuH2

CuH2

+1,+3

Ni + H2 → NiH3

NiH3

Hidruros Metálicos

Nomenclatura Clásica

Stock

Hidruro de litio Hidruro cuproso Hidruro niquélico

Aplicaciones

IUPAC

--------------Hidruro de cobre(II) Hidruro de Niquel (III)

Dihidruro de calcio Monohidruro de sodio Monohidruro de litio Dihidruro de cobre Trihidruro de niquel

Gráfico

CaH2

Se utiliza como agente desecante (eliminador de humedad) en disolventes orgánicos.

LiH

Se utiliza como generador de hidrógeno, en la fabricación de cerámica, como combustible para los cohetes, desecantes. Etc.

NiH3

Se utiliza en baterías recargables causan poca contaminación

que

Ejemplo 17: Formula, nombra y construye la ecuación química para el potasio con estado de oxidación (+1).

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Formulación: KH

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Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

Nomenclatura: -Clásica: Hidruro de potasio -IUPAC: Monohidruro de potasio Ecuación química balanceada: Ejercicio 4: Formula, nombra y construye la ecuación química para el magnesio con estado de oxidación (+2). ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------6 FUNCIÓN HIDRUROS NO METÁLICOS Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un no metal con hidrógeno, el cual toma estado de oxidación +1. Si el hidrógeno se combina con los grupos VIA y VIIA, se forman hidruros ácidos o ácidos hidrácidos. Y si se combina con el grupo IIIA, IVA y VA, se forman hidruros especiales. Es preciso mencionar que para esta clase de hidruros solo intervienen las valencias negativas del no metal, que se detallan a continuación. GRUPO

IIIA

IVA

VIA

VIIA

ELEMENTOS

C, Si, Ge

N, P, As, Sb

S, Se, Te

F, Cl, Br, I

VALENCIA

-3

-4

-3

-2

-1

Hidruros especiales con los grupos IIIA, IVA, VA Formulación: , la sumatoria de las cargas debe ser igual a cero. Ejemplo 18: Se permutan los estados de oxidación. Ecuación Química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 19: 1) As (-3) 2) Si (-4)

Nomenclatura: AsH3

, amoniaco

SiH4

, silano

No metal

Estado de oxidación

Ecuación química

Formulación

Nomenclatura especial

NH3

Amoniaco

-3

N2 + 3H2 → 2NH3

-3

2Sb + 3H2 → 2SbH3

SbH3

Estibina

-3

2P + 3H2 → 2PH3

PH3

Fosfina

-4

C + 2H2 → CH4

CH4

Metano

-3

2B + 3H2 → 2BH3

BH3

borano

Bibliografía

101

102

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Hidruros especiales Anotaciones

Aplicaciones

NH3

Se utiliza en la industria de fertilizantes, fibras, plásticos y explosivos.

PH3

Se utiliza como gas fumigante en frutos secos en procesos de cuarentena y en la industria de semiconductores.

CH4

Se utiliza como combustible, es componente principal del gas natural Se utiliza en la industria de alimentos, cerámica, textil, fundición de metales, generación eléctrica. etc.

Gráfico

7 FUNCIÓN ÁCIDOS Los ácidos son de sabor agrio, algunos corroen a los metales. En este manual veremos los dos tipos: ácidos hidrácidos y ácidos oxácidos. En el laboratorio se evidencia su presencia cuando se expone el papel azul de tornasol al ácido, virando éste a color rojo mientras que cuando se le agrega un reactivo orgánico como el anaranjado de metilo la sustancia ácida se torna de color rojo. Su rango de pH es de 0 a 6. 7.1 Función ácidos hidrácidos con los grupos VIA y VIIA Son compuestos binarios gaseosos y su carácter ácido lo manifiestan cuando se disuelven en agua, dando como resultado soluciones ácidas. Formulación: , la sumatoria de las cargas debe ser igual a cero. Ejemplo 20: Se permutan los estados de oxidación. Ecuación Química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 21: 1) I (-1) 2) Se (-2)

Nomenclatura: HI, ácido yodhídrico H2, ácido selenhídrico

No Metal

Estado de oxidación

-1

Ecuación química

Formulación

Nomenclatura

Cl2 + H2 → 2HCl

HCl

Ácido clorhídrico

-1

F2 + H2 → F2H2

F2H2

Ácido fluorhídrico

-1

I2 + H2 → 2HI

Ácido yodhídrico

-2

S + H2 → H2S

H2S

Ácido sulfhídrico

-2

Se + H2 → H2Se

H2Se

Ácido selenhídrico

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Ácidos hidrácidos

Aplicaciones

HCl

Se utiliza en la limpieza de metales y ladrillos y está presente en el ácido estomacal. Se usa para el mantenimiento de albercas y piscinas.

F2H2

Es un ácido corrosivo y debe conservarse en recipientes de plástico o acero El fluoruro de hidrógeno ataca al vidrio, por lo que se utiliza en el grabado del mismo, en termómetros, cristalería y cerámica.

H2S

El Sulfuro de Hidrógeno se utiliza en las industrias químicas para la protección del hierro o el acero contra la corrosión salina, también se utiliza en la monitorización de emisiones ambientales, control de higiene industrial, y traza de impurezas en analizadores y como gas de balance en algunas mezclas de gases.

Lecturas seleccionadas

Glosario

Recordatorio

Anotaciones

Gráfico

Ejercicio 5: Formula, nombra y construye la ecuación química para el teluro con estado de oxidación (-2). -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------7.2 Función ácidos oxácidos Son compuesto ternarios que resultan de la combinación de un anhídrido u óxido ácido con el agua. Formulación: Estado de oxidación impar

Estado de oxidación par

Excepción (B, P, As, Sb)

Ejemplo 22: 1) Cl (+1,+3,+5,+7) El cloro trabajara con estado de oxidación +1, por lo tanto se utilizara la primera regla: Para x=+1 HClO 2) S (+2, +4, +6) El azufre trabajara con estado de oxidación +2, por lo tanto se utilizara la segunda regla: H2SO2 3) B (3) El boro trabajara con estado de oxidación +3, es una excepción, por lo tanto se utilizara la tercera regla: H3BO3

Actividades Autoevaluación QUÍMICA GENERAL MANUAL AUTOFORMATIVO

Bibliografía

103

104

Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Ecuación química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Anotaciones

Ejemplo 23: 1) Cl (+1) 2) S (+2) 3) B (+3)

Nomenclatura: HClO ,

ácido hipocloroso

H2SO2

, ácido hiposulfuroso

H3BO3 , No Metal

ácido bórico Estado de oxidación

Ecuación química

Formulación

Nomenclatura

(+3,+5)

N2O5 + H2O → 2HNO3

HNO3

Ácido nítrico

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

Cl2O5 + H2O → 2HClO3

HClO3

Ácido clórico

(+3,+5)

P2O3 + 3H2O → 2H3PO3

H3PO3

Ácido fosforoso

(+2,+4,+6)

SO3 + H2O → H2SO4

H2SO4

Ácido sulfúrico

Ácidos oxácidos

Aplicaciones

HNO3

El ácido nítrico es un ácido fuerte que se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, lacas, fibras sintéticas, drogas, colorantes y además como agente oxidante.

H3PO3

Se utiliza como fungicida.

H2SO4

El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, pinturas, así como en la metalurgia.

Gráfico

Ejemplo 24: Formula, nombra y construye la ecuación química para el yodo con estado de oxidación (+7). Formulación:

HIO4

Nomenclatura: Ácido periódico Ecuación química balanceada: Ejercicio 6: Formula, nombra y construye la ecuación química para carbono con estado de oxidación (+4). ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Desarrollo de contenidos

Lecturas seleccionadas

8 FUNCIÓN SALES

Son compuestos iónicos y sólidos a temperatura ambiente, por lo general se diRecordatorio suelven en agua y en esas condiciones se disocian en iones por lo tanto son buenos conductores de la electricidad. Son reacciones neutras que no presentan cambios en la coloración de indicadores orgánicos como el papel de tornasol, anaranjado de metilo y fenolftaleína. Se obtiene por: Neutralización:

Acido + base → Sal + agua

Ejemplo 25:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Corrosión:

Metal activo + ácido → Sal + hidrógeno

Ejemplo 26:

Zn + HCl → ZnCl2 +H2

Según el tipo de ácido que los origina, las sales se clasifican principalmente en: 8.1 Sales oxisales Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un ácido oxácido con una base. Formulación: La formulación se realiza utilizando radicales, que se obtienen de sus ácidos oxácidos. El estado de oxidación de los radicales que son iones negativos resultan de la cantidad de hidrógenos que posee el ácido Por ejemplo: HClO (ácido hipocloroso), posee solo un hidrógeno, por lo tanto su radical será (ClO)-1. Nombre del ácido Ácido nítrico Ácido sulfúrico Ácido fosforoso Ácido bromoso Ácido perclórico

Fórmula del ácido HNO3 H2SO4 H3PO3 HBrO2 HClO4

Radical (NO3)-1 (SO4)-2 (PO3)-3 (BrO2)-1 (ClO4)-1

Nombre del radical Nitrato Sulfato Fosfito Bromito Perclorato

M+, es el catión (metal) (R)-x, es el anión (radical)

Ejemplo 27: , la sumatoria de las cargas debe ser igual a cero. Ecuación química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 28: Realizar la reacción química para la obtención del nitrato de plata: Del nitrato se obtendrá el radical y de la plata obtendremos el hidróxido, finalmente la ecuación química se representa así:

El balance se realiza utilizando coeficientes. Se comienza el balance con metales y no metales y al final se completa con el hidrógeno y el oxígeno.

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Anotaciones

Bibliografía

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106

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Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Ejemplo 29: Realizar la ecuación química balanceada para la obtención del sulfato férrico

Anotaciones

Nomenclatura: Para nombrar una sal oxisal, se cambia la terminación del ácido ICO por ATO y OSO por ITO AgNO3: Como el metal solo tiene estado de oxidación 1, se nombra: Nomenclatura tradicional: nitrato de plata Fe2 (SO4 )3

: Como el metal tiene estado de oxidación (2,3), se nombra:

Nomenclatura tradicional: Sulfato férrico Nomenclatura Stock: Sulfato de hierro (III) Catión

Anión o radical

Cu+2

(SO4 )

Na+1

(ClO)

Ca+2 K +1

Formulación

Ecuación química

Nomenclatura Sulfato cúprico Sulfato de cobre (II)

−2

CuSO4

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

−1

NaClO

HClO + Na(OH) → NaClO + H2O

(PO4 )−3

Ca3 (PO4 )2

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3 (PO4 )2 + 6H2O

(NO3 )−1

KNO3

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

Hidruros Metálicos

Aplicaciones

CuSO4

Es utilizado como alguicidas, en concentrados alimenticios para animales, como mordientes textiles, cobreados, en la industria del cuero, como pigmentos, para conservar la madera.

NaClO

Se utiliza blanqueador.

como

desinfectante

Hipoclorito de sodio Fosfato de calcio Nitrato de potasio

Gráfico

Ca3 (PO4 )2

El fosfato de calcio se usa como un regulador de la acidez, y es utilizado como polvo para hornear. Es usado también en las pastas dentales para darle la característica de ‘pulidor' o ‘abrillantador' de los dientes. Es usado en la fabricación de cementos minerales.

KNO3

Se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, cohetes, cerillos y en el tratamiento del tabaco.

Ejemplo 30: Formula, nombra y construye la ecuación química para el nitrato férrico. Formulación: Fe(NO3 )3

Nomenclatura: -Clásica: Nitrato férrico -Stock: Nitrato de hierro (III) Ecuación balanceada:

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Ejercicio 7: Formula, nombra y construye la ecuación química para el carbonito de calcio.

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Recordatorio ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------8.2 Sales haloideas Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un ácido hidrácido con una base. Formulación: La formulación se realiza utilizando radicales, que se obtienen de sus ácidos hidrácidos. El estado de oxidación de los radicales que son iones negativos resultan de la cantidad de hidrógenos que posee el ácido Por ejemplo:H2S(ácido sulfhídrico), posee e átomos de hidrógeno por lo tanto su radical será S-2. Nombre del ácido

Fórmula del ácido

Radical

Nombre del radical

Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico Ácido telurhídrico Ácido clorhídrico Ácido bromhídrico

H2S H2Se H2Te HCl HBr

S-2 Se-2 Te-2 Cl-1 Br-1

Sulfuro Seleniuro Telururo Cloruro Bromuro

M+, es el catión (metal) (R)-x, es el anión (radical)

Ejemplo 31:

la sumatoria de las cargas debe ser igual a cero.

Ecuación Química: Se representa los reactantes y el producto aplicando la ley de la conservación de la materia de Lavoisier. Ejemplo 32: Realizar a reacción química para la obtención del sulfuro de calcio: Del sulfuro se obtendrá el radical y del calcio obtendremos el hidróxido, finalmente la ecuación química se representa así:

Para balancear, se realiza con coeficientes. Se comienza el balance con metales y no metales al final se completa con el hidrógeno y oxígeno. Ejemplo 33: Realizar la ecuación química balanceada para la obtención del yoduro cúprico

Nomenclatura: Para nombrar una sal haloidea, se cambia la terminación del HÍDRICO del ácido por URO. Ejemplo 34: 1) CaS, como el metal solo tiene estado de oxidación 2, se nombra: Nomenclatura tradicional: Sulfuro de calcio

Anotaciones

Bibliografía

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108

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Bibliografía

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2) CuI2, como el metal tiene 2 estados de oxidación (1,2), se nombra: Nomenclatura tradicional: Yoduro cúprico Nomenclatura Stock: Yoduro de cobre (II) Anotaciones

Catión

Anión o radical

Formulación

Ecuación química

Nomenclatura

Fe+2

S−2

FeS

H2S + Fe(OH)2 → FeS + 2H2O

Sulfuro ferroso Sulfuro de hierro(II)

Pb+2

I−1

PbI2

2HI + Pb(OH)2 → PbI2 + 2H2O

Yoduro plumboso Yoduro de plomo (II)

Cl−1

NaCl

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Cloruro de sodio

F −1

HF + KOH → KF + H2O

Fluoruro de potasio

K +1

Hidruros metálicos

Aplicaciones

FeS

Se le llama también pirita en el sector químico industrial, se le utiliza en la obtención de ácido sulfúrico, se puede aplicar también a los metales en la producción de aceros para mejorar la capacidad de corte de estos metales.

NaCl

Se utiliza como sazonador y fusión del hielo

Se utiliza como insecticidas, en soldaduras, para evitar fermentaciones, en la formulación de insecticidas.

Gráfico

Ejemplo 35: Formula, nombra y construye la ecuación química para el cloruro cuproso. Formulación: CuCl

Nomenclatura: -Clásica: Cloruro cuproso -Stock: Cloruro de cobre (I) Ecuación química balanceada: Ejercicio 8: Formula, nombra y construye la ecuación química para el bromuro plumboso. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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ACTIVIDAD N° 1: Autoevaluación

Esta actividad puede consultarla en su aula virtual. Lecturas seleccionadas

Tema N° 2: REACCIONES QUÍMICAS Glosario

Bibliografía

¿Qué representa una reacción química? ¿Qué es una ecuación química? ¿Cómo se clasifican las reacciones químicas? Recordatorio

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Anotaciones

Para responder estas interrogantes realizaremos una breve revisión de los conceptos que se necesitan para entender las reacciones químicas. 1 REACCIÓN QUÍMICA Las reacciones químicas son procesos o transformaciones en la estructura interna de la materia donde una o más sustancias iniciales llamadas reactivos o reactantes generan choques entre sí produciendo rupturas de enlaces químicos y dando lugar a la formación de nuevos enlaces químicos, por lo tanto, produciendo sustancias nuevas denominadas productos, con propiedades totalmente diferentes a los reactantes. Por ejemplo, tenemos la siguiente ecuación química:

El sodio y el cloro que se muestran en los reactantes son muy venenosos para el ser humano, mientras que la asociación de los dos da origen a un saborizante muy necesario en la alimentación del ser humano que es el cloruro de sodio o sal común (NaCl) 2 ECUACIÓN QUÍMICA Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química, donde se ubican a los reactantes a la izquierda de la flecha y productos a la derecha de la flecha que son representados mediante símbolos o fórmulas así como también algunas características de éstas sustancias como por ejemplo el estado físico, (s) cuando la sustancia se encuentra en estado sólido, (g) cuando la sustancia se encuentra en estado gaseoso, etc. La flecha nos indica cambio químico (se lee produce o da origen) y los coeficientes se utilizan para balancear la ecuación. En el siguiente cuadro se muestran algunas de éstas características: Simbología

Descripción

↑

(g),

gaseoso

(s)

Sólido

(ac)

La sustancia está disuelta en agua

(pp),

↓

La reacción se decanta o precipita.

(cc)

concentrado

(dd)

diluido

(l)

líquido

c .e

→

Reacción de electrólisis

∆

Reacción de pirolisis

 → Na(s)

Cl2(g)

→

NaCl(s)

Bibliografía

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110

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Bibliografía

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3 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Anotaciones

Las reacciones se pueden clasificar dentro de las siguientes clases. Pero es necesario recalcar que no todas las ecuaciones se clasifican dentro de éstos tipos: 3.1 Reacciones de síntesis, adición o combinación Son aquellas donde dos o más sustancias reactantes se combinan y se obtiene un solo producto. Su forma general se representa así: Ejemplo 1:

Cuando el zinc se oxida produce una reacción de síntesis o combinación:

2Zn + O2 → 2ZnO

3.2 Reacciones de descomposición Son aquellas donde, a partir de una sola sustancia reactante, se obtienen dos o más productos. Su forma general se representa así: AB → A+B Ejemplo 2: Electrólisis del agua (cuando la electricidad provoca una reacción química) : Electrólisis

: Pirólisis

Cuando el agua se descompone por electrólisis. c.e 2H2O(l)  → 2H2( g) + O2(g)

3.3. Reacciones de desplazamiento o sustitución simple Son aquellas donde un elemento de mayor reactividad desplaza a uno de menor reactividad de su respectivo compuesto. Su forma general se representa así:

Por ejemplo, si en los reactantes tenemos a los metales aluminio y sodio, el sodio desplazaría al aluminio por ser más reactivo. Si en los reactantes tenemos a los no metales azufre y cloro, el cloro desplazaría al azufre por ser más reactivo. Ejemplo 3: Mg(s) +

CuSO4(s)

→ MgSO4(s) + Cu(s)

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Anotaciones

3.4. Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis 3.4 Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis Son aquellas donde se produce un intercambio atómico entre cationes, según su afinidad química. Su forma general se representa así: Ejemplo 4:

Cuando el nitrato de plata reacciona con el ácido clorhídrico se produce un precipitado blanco de cloruro de plata, produciéndose una reacción de metátesis. AgNO3(ac) + HCl(cc) → AgCl ↓ +HNO3(l)

3.5 Reacciones exotérmicas y endotérmicas Como hemos visto en el primer capítulo del presente manual, una reacción exotérmica es aquella que produce desprendimiento de energía mientras que una reacción endotérmica es aquella que absorbe energía para formar productos. Ejemplo 5: 1) Reacciones exotérmicas: 2) Reacciones endotérmicas:

Reacción Exotérmica: El potasio reacciona violentamente con el agua y el hidrógeno desprendido se autoenciende, produciendo gran cantidad de energía. K(s) + H2O → KOH + H2 ↑

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Reacción endotérmica: Cuando la sal común (NaCl), por la acción de la electricidad, logra descomponerse en sodio y cloro. c.e 2NaCl(l)  → 2Na(l) + Cl2(g)

3.6 Reacciones de combustión completa e incompleta Las reacciones de combustión son aquellas que se producen por la interacción de un combustible que generalmente es un compuesto orgánico, como el gas propano por ejemplo, y un comburente que es el oxígeno. Una combustión completa se produce cuando la cantidad de oxígeno es suficiente mientras que una combustión incompleta se produce cuando la cantidad de oxígeno es insuficiente.

Bibliografía

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Bibliografía

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Ejemplo 6: , combustión completa , combustión incompleta

Anotaciones

Combustión completa

Combustión incompleta

3.7 Reacciones Redox Se producen al combinarse sustancias que al hacerlo producen transferencia de electrones, provocando cambios de estados de oxidación de algunos elementos que participan en la reacción. El significado de las reacciones REDOX, se resume en el cuadro siguiente: REDOX RED (reducción) OX (oxidación) Ganancia de electrones. Pérdida de electrones. Disminuye el estado de Aumenta el estado de oxidación. oxidación. Agente Oxidante. Agente Reductor.

La oxidación del hierro es un ejemplo de reacciones redox. º

−2

Fe+ O2 → Fe2 O3 Se observan los cambios de estado de oxidación que experimentan las sustancias.

3.8 Balance de ecuaciones Una ecuación química balanceada es el proceso que consiste en igualar el número de átomos de cada elemento químico de ambos lados de una ecuación química, cumpliendo de esta manera con la ley de la conservación de la masa de Lavoisier. Este manual utilizará el método del tanteo para ecuaciones sencillas y el método redox aplicable a ecuaciones donde se evidencian cambios en el estado de oxidación. a) Método del tanteo Se debe balancear con coeficientes, sin cambiar la naturaleza de las fórmulas, priorizando a los metales y no metales y dejando para el final al hidrógeno y al oxígeno.

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Ejemplo 7: Balancear la siguiente ecuación química: Se balancea primero el Fe: Luego se balancea el S:

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Se balancea el H: Y finalmente se verifica la cantidad de átomos de oxígeno. b) Método Redox Las reacciones oxido-reducción constituyen una parte importante del mundo que nos rodea, abarcan desde la combustión de los combustibles fósiles hasta la acción de agentes blanqueadores domésticos. La mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus menas por procesos de oxidación o reducción. Las reacciones químicas oxido-reducción implican reordenamiento de las estructuras electrónicas de los elementos que forman parte de ellas, en particular de los electrones de valencia. Con mucha frecuencia, dichos reordenamientos implican ganancia o pérdida de electrones. Por ejemplo, en la formación de cloruro de potasio (KCl), el potasio transfiere un electrón al cloro y el resultado es la formación de un catión potasio y un anión cloruro.

K – 1e

Cl + 1e-

–––––> K+ (oxidación) –––––> Cl– (reducción)

Oxidación: se produce cuando un átomo pierde electrones Reducción: se produce cuando un átomo gana electrones Estos dos procesos, oxidación y reducción, ocurren al mismo tiempo de tal manera que el número de electrones ganados es igual al número de electrones perdidos. Por tanto, se requieren dos átomos de potasio para aportar dos electrones ganados por dos átomos de cloro de la molécula. 2K - 2e

–––––> 2K+

Semi-reacción de Oxidación

Cl2 - 2e

–––––> 2Cl-

Semi-reacción de Reducción

––––––––––––––––––––

2K + Cl2

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–––––> 2KCl

La ecuación final corresponde a la suma de las dos semi-reacciones, una de oxidación y otra de reducción, en las cuales el número de electrones ganados y perdidos se anulan por ser iguales. Una reacción de transferencia de electrones es siempre la suma de una semi-reacción de oxidación (perdida de electrones) y otra de reducción (ganancia de electrones). Por eso, se llama REDOX. Número de Oxidación El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) se refiere al número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Las siguientes reglas ayudan en la asignación del número de oxidación de los elementos: 1. En los elementos libres (esto es, en estado no combinado) cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Por ejemplo: H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, y S8. 2. Todos los metales alcalinos tienen número de oxidación +1 y todos los metales

Bibliografía

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Bibliografía

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alcalinos térreos tienen un número de oxidación +2 en sus compuestos. El aluminio siempre tiene un número de oxidación +3 en todos sus compuestos. Anotaciones

3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O) es –2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2), el número de oxidación del oxígeno es –1. 4. Los halógenos tienen números de oxidación positivos o negativos (-1), dependiendo de los compuestos que formen. 5. El hidrógeno casi siempre trabaja con un estado de oxidación igual a +1, a no ser que se trate de hidruros metálicos donde el hidrógeno trabaja con estado de oxidación -1. 6. En toda fórmula química, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. Por ejemplo: H2SO4, ∑cargas=2×1+6+4×-2=+8-8=0 7. En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio (NH4)+1, el número de oxidación del nitrógeno es –3 y el hidrógeno es +1. Así, la suma de los números de oxidación es –3 +4(+1) = +1 que es igual a la carga neta del ión. Reglas para balancear por el método Redox 1. Se determinan los estados de oxidación para cada uno de los elementos. 2. Se determinan los elementos que se reducen y oxidan (semi-reacciones). 3. El balance consiste en que el número de electrones ganados sea igual al número de electrones perdidos, para lo cual se multiplican por factores adecuados. 4. Los coeficientes determinados se reemplazan en la ecuación química. Si es necesario se termina de balancear por el método del tanteo, dejando para el final al oxígeno y al hidrógeno. Ejemplo 8: Balancear la siguiente ecuación por el método Redox. +1

−2

+1 +5 −2

−2

+2 −2

H 2 S + H N O3 → H2 O+ S+ N O { 1 424 3 A.R.

A.O.

Gana 3e (se reduce) Pierde 2e (se oxida) +5

−2

(2) N+ 3e → N (3) S − 2e → S +5

−2

Reducción Oxidación

2 N+ 6e → 2 N 3 S − 6e → 3 S ____________________ +5

−2

2 N+ 3 S → 2 N + 3 S

3H2S + 2HNO3 –––> 4H2O + 3S +2NO

Ejemplo 9: Señale una reacción que no es de simple desplazamiento: A) B) C) D) E) Respuesta: C Ejemplo 10: Balancear por Redox la siguiente ecuación y determinar la sumatoria de los coeficientes.

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Solución:

+1 +5 −2

+2 −2

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Anotaciones

−2

−1 Cu N + N O+ H2 O 3 → Cu(NO3 )2 {+ H 1 4 2O 4 3 A.R.

A.O

Gana 3e

(se reduce)

Pierde 2e (se oxida) +5

(2) N+ 3e → N 0

(3) Cu− 2e → Cu +5

Reducción Oxidación

2 N+ 6e → 2 N 0

3 Cu− 6e → 3 Cu ____________________ +5

2 N+ 3 Cu → 2 N+ 3 Cu Se completa balanceando por tanteo:

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H2O

Respuesta: La sumatoria de los coeficientes será: 20

Ejercicio 1: Luego de balancear la siguiente ecuación por el método Redox, hallar la suma de los coeficientes del agente oxidante y reductor.

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

TEMA 3: SOLUCIONES ¿Qué es una solución? ¿Cuáles son los componentes de una solución? ¿Una solución es una mezcla homogénea? Para responder estas interrogantes realizaremos una breve revisión de los conceptos que se necesitan para entender las soluciones. La gran mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo no entre sólidos, líquidos o gases puros, sino entre iones y moléculas disueltos en agua o en otros solventes. El aire que respiramos por ejemplo, es una mezcla homogénea formada por nitrógeno, oxígeno, argón y otros gases. Otro ejemplo son las amalgamas (metal asociado con el mercurio) y las aleaciones que están formadas por dos o más elementos o compuestos, como por ejemplo el acero (Fe y C), bronce (Cu y Sn), o alcohol etílico disuelto en agua. Como podemos ver, la mayoría de sustancias que nos rodean no son usadas en su estado de alta pureza, sino en forma de mezclas homogéneas o soluciones. Una solución es una mezcla de dos o más sustancias puras en proporciones variables, donde los componentes de encuentran dispersados en forma uniforme en la mezcla, de manera que las propiedades, composición, estado físico y características son las mismas en cualquier proporción de la mezcla. Por ejemplo, obtenemos una solución cuando se disuelve una cucharada de azúcar en un vaso con agua.

Bibliografía

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Bibliografía

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Anotaciones

Soluciones sólidas

Soluciones gaseosas

Soluciones líquidas

Bronce( Sn y Cu)

Aire( N, O,Ar,H)

(Disolución de sal y agua)

1 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN Los componentes de una solución son: a) Soluto: Es la sustancia que se encuentra en menor proporción y se dispersa en el solvente. Por lo tanto determina las propiedades químicas de la solución. Por ejemplo, cuando se disuelve una cucharada de sal en un vaso de agua, el soluto vine a ser la sal y la solución se torna salada. b) Solvente o disolvente: Es la sustancia que se encuentra en mayor proporción, actúa como medio dispersante; en otras palabras, es el medio donde el soluto se encuentra dispersado. El solvente determina el estado físico de la solución. En el ejemplo anterior el agua es el solvente. Al agua es el solvente más conocido, por eso se le llama disolvente universal. Como ya hemos visto en capítulos anteriores, existe una regla práctica que dice que lo parecido disuelve a lo parecido. Según esto, el agua siendo polar tendrá la capacidad de disolver sustancias polares, mientras que las sustancias apolares como el aceite serán insolubles en el agua pero solubles en bencina que es de naturaleza apolar.

En este gráfico se muestra al soluto en la cuchara y al solvente en el vaso de precipitados, juntos formaran una solución (mezcla homogénea).

2 PROCESO DE DISOLUCIÓN Para formar una solución, las interacciones que existen entre las partículas del soluto se rompen, y ocurre lo mismo con las interacciones existentes entre las partículas del solvente, produciéndose de esta manera interacciones intensas entre las partículas del soluto y el solvente. Ejemplo 1: Proceso de disolución de la sal en un vaso de agua.

Los iones Na+ y Cl-, son los que se encuentran rodeados por una cantidad de moléculas de agua es decir se encuentran solvatados. En los sólidos y líquidos la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura, mientras que en los gases al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye.

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3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

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Las soluciones se clasifican por la cantidad de soluto disuelto en un solvente, así tenemos: Recordatorio 3.1 Solución diluida Es una solución que contiene una cantidad pequeña de soluto. 3.2 Solución concentrada Es una solución que contiene gran cantidad de soluto. 3.3 Solución saturada Es una solución donde el soluto se encuentra en su máxima proporción. 3.4 Solución sobresaturada Es una solución que contiene mayor cantidad de soluto que una solución saturada. 4 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN La concentración de una solución se determina por la cantidad de soluto que se encuentra disuelto en una cantidad específica de un solvente. Estas unidades pueden ser físicas o químicas. 4.1 Unidades físicas -Porcentaje en masa : Es la cantidad en gramos del soluto disuelto en determinado volumen de solución expresado en ml. (Nota: debemos recordar que el volumen de la solución es igual al volumen del soluto más el volumen del solvente).

Donde: msto=masa del soluto, Vsol=volumen de la solución. -Porcentaje en volumen: Es la cantidad de ml de soluto disuelto en determinado volumen de solución expresado en ml.

Donde: Vsto=volumen del soluto, Vsol=volumen de la solución. Ejemplo 2: Se agregan 10 g de soluto para preparar 500 ml de solución. Indicar el porcentaje en masa. Datos: Msto = 10 g Vsolución = 500 ml Aplicando la fórmula:

Se lee: solución preparada al 2% Ejercicio 1: ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 250 ml de una solución al 5%? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 4.2 UNIDADES QUÍMICAS -Molaridad: Es la cantidad del número de moles del soluto disuelto en un litro de solución.

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Bibliografía

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Donde:

el número de moles del soluto es igual al cociente de la masa

en gramos del soluto y el peso molecular del soluto. Anotaciones

Vsol=volumen de la solución expresado en litros. Ejemplo 3: ¿Cuál es la concentración molar de una solución que se preparó con 12.5 g de NaCl y se aforó hasta completar 2 litros. Solución: El termino aforar significa enrazar. En el problema se debe alcanzar una cantidad máxima de 2 litros. Datos: Mg(sto)= 12.5 g PM NaCl (peso molecular del cloruro de sodio)= 23+35.5 = 58.5 Vsol= 2l Aplicando la fórmula: Tenemos: , se dice que es una solución al 0.107 molar. Ejercicio 2: ¿Cuál será la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 15 g de acetato de sodio (CH3-COONa) y se afora a 250 ml. ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------5 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR DILUCIÓN Cuando se tiene una solución de concentración conocida se puede preparar otra solución con una concentración menor a la original. La ecuación general de las diluciones se representa así: Donde el producto del volumen por la concentración antes de la dilución es igual al producto del volumen por la concentración después de la dilución. Ejemplo 4: El vinagre se prepara agregando ácido acético y formando una solución acuosa al 5% y es utilizado como condimento en la cocina. ¿Cuántos mililitros de vinagre se necesitaran para preparar 25 ml de solución acuosa al 0.5%? Datos: V1 = ? C1 = 5% V2 = 25 ml C2 = 0.5% Aplicando la fórmula:

Es decir que a 2.5 ml de vinagre se le debe agregar agua hasta un volumen máximo de 25 ml. Ejercicio 3: Se evapora 150 ml de solución de K2SO4 al 0,188 M hasta que el

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volumen de la solución alcance los 105 ml. ¿Cuál es la molaridad de la solución evaporada?

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

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--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Diagrama

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LECTURA SELECCIONADAS: Desalinización Raymond Chang Recordatorio

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Durante siglos, los científicos han buscado formas de separar las sales del agua de mar, proceso denominado desalinización, para aumentar el suministro de agua potable. El océano es una disolución acuosa extremadamente compleja y abundante. Recordatorio

Anotaciones

Hay alrededor de 1.5 X 1021 L de agua en los océanos, de la cual 3.5% (en masa) es material disuelto. La tabla que se presenta en esta sección enumera la concentración de siete sustancias que juntas comprenden más de 99% de los constituyentes disueltos en el agua de mar. En una era en que los astronautas han pisado la superficie lunar y se han realizado avances espectaculares en la ciencia y la medicina, la desalinización puede parecer un objetivo demasiado simple. Sin embargo la tecnología para llevar a cabo este proceso es muy costosa. Resulta interesante la paradoja de que en nuestra sociedad tecnológica, lograr algo tan simple como la desalinización a un costo socialmente aceptable sea muchas veces tan difícil como alcanzar algo tan complejo como enviar a un astronauta a la Luna. Composición del agua de mar Iones -1 Cloruro (Cl ) Sodio (Na+1) Sulfato (SO4)-2 Magnesio (Mg+2 Calcio (Ca+2) Potasio (K+2) Bicarbonato (HCO3)-1

g/kg de agua de mar 19.35 10.76 2.71 1.29 0.41 0.39 0.14

Destilación El método más antiguo de desalinización. La destilación, produce más de 90% de aproximadamente 500 millones de galones de la capacidad diaria de los sistemas de desalinización que están actualmente en operación alrededor del mundo. El proceso implica la vaporización del agua de mar y después la condensación del vapor de agua pura. La mayor parte de los sistemas de destilación utilizan energía calorífica para llevar este procedimiento a cabo.

Anotaciones

Bibliografía

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Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

Anotaciones

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Los intentos para reducir el costo de la destilación incluyen el uso de la radiación solar como fuente de energía. Este método es atractivo debido a que la luz solar normalmente es más intensa en tierras áridas, donde la necesidad de agua es mayor. Sin embargo, a pesar de las intensas investigaciones y de los esfuerzos de desarrollo, existen varios problemas de ingeniería, y los “alambiques solares” aún no operan a gran escala. Congelación La desalinización mediante congelación ha estado también en desarrollo durante varios años, pero aún no se ha vuelto comercialmente factible. Este método se fundamenta en que cuando una disolución acuosa (en este caso, el agua de mar) se congela, el sólido que se separa de la disolución es agua casi pura. Así, los cristales de hielo que se forman a partir del congelamiento del agua de mar en las plantas desalinizadoras se pueden lavar y derretir para producir agua potable. La principal ventaja del congelamiento es su bajo consumo de energía, comparado con la destilación. El calor de vaporización de agua es 40.79 kJ/mol, en tanto que el de la fusión es sólo de 6.01 kJ/mol. Algunos científicos incluso han sugerido que una solución parcial para la escasez de agua en California sería remolcar icebergs desde el Ártico hacia la costa oeste. La principal desventaja del congelamiento se relaciona con el lento crecimiento de los cristales de hielo y con su lavado para eliminar los depósitos salinos de los cristales.

Ósmosis inversa Tanto la destilación como la congelación implican cambios de fases que requieren energía considerable. Por otro lado, la desalinización mediante ósmosis inversa no implica un cambio de fases y es económicamente más conveniente. La ósmosis inversa utiliza presión alta para forzar el paso del agua de una disolución más concentrada a una menos concentrada a través de una membrana semi permeable. La presión osmótica del agua de mar es aproximadamente de 30 atm, ésta es la presión que debe aplicarse a la disolución salina con el fin de detener el flujo de agua de izquierda a derecha. Si la presión en la disolución salina se incrementa más allá de 30 atm, el flujo osmótico se invierte, y lo que sucede es que el agua de la disolución pasa a través de la membrana al compartimiento izquierdo. La desalinización mediante ósmosis inversa se considera más económica que la destilación y evita las dificultades técnicas asociadas al congelamiento. La principal desventaja de este método es el desarrollo de una membrana que sea permeable al agua pero no a otras sustancias disueltas y que pueda utilizarse a gran escala durante periodos prolongados en condiciones de alta presión. Una vez resuelto este problema y que los signos presentes sean alentadores, la ósmosis inversa se podrá convertir en una técnica de desalinización importante.

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Lecturas seleccionadas

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GLOSARIO Bibliografía

Acido ternario: Compuesto formado por tres elementos: hidrógeno, oxígeno y un no metal. Recordatorio

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Acido Anotacionesbinario: Compuesto formado por dos elementos: hidrógeno y un no metal. Agente oxidante: Sustancia que oxida a otra sustancia y se reduce. Agente reductor: Sustancia que reduce a otra sustancia y se oxida. Álcali: Sustancia que presenta propiedades básicas. Disociación: Proceso en cual cuando la sustancia se encuentra en medio acuoso se separa en sus iones. Disolvente: Solvente, es el componente de una solución que mantiene su estado físico. Hidruros: Compuestos binarios que pueden ser metálicos o no metálicos. Peso molecular (PM): Es la sumatoria de todas las masas atómicas de un determinado compuesto. Molaridad: Moles de soluto por litro de solución. Neutralización: Se origina cuando reacciona un ácido con una base produciéndose una sal. Óxidos: Compuestos binarios que pueden ser metálicos o no metálicos. Oxidación: Corresponde a una pérdida de electrones. Reducción: Corresponde a una ganancia de electrones. Reacción química: Proceso por el cual se produce un cambio químico, dando lugar a la formación de sustancias nuevas.

Bibliografía

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Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

Solubilidad: Es la medida de la cantidad de soluto que se disuelve en determinada cantidad de solvente. Solución acuosa: Es una solución que se obtiene disolviendo un soluto en agua.

Anotaciones

Solución concentrada: Solución que contiene gran porcentaje de soluto. Solución diluida: Solución que contiene una mínima cantidad de soluto. Solución sobresaturada: Solución que contiene exceso de soluto. Semirreacción: Porción de oxidación o reducción de una reacción Redox. Diagrama

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AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD N° IV INSTRUCCIONES: Lee detenidamente y responde las siguientes preguntas: Lecturas seleccionadas

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Bibliografía 1. Compuesto más utilizado en el hogar y en nuestra vida cotidiana como saborizante.

a) Cloruro de sodio b) Sulfato de sodio Recordatorio

Anotaciones

c) Hidróxido de sodio d) Carbonato de sodio e) Nitrato de sodio 2. El óxido de aluminio se utiliza en la fabricación de refractarios, cerámica, abrasivos, etc. ¿Cuál es la fórmula de este óxido? a) AlO b) AlO2 c) Al2O3 d) Al3O2 e) Al2O5 3. El nombre correcto del anión (SO4)-2, es: a) hiposulfito b) sulfito c) sulfato d) persulfato e) hiposulfato 4. El fosfato de calcio se encuentra en la composición de los huesos, ¿cuál es la fórmula de dicho compuesto? a) CaPO4 b) CaPO3 c) Ca3PO4 d) Ca2PO3 e) Ca3(PO4)2

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Lecturas seleccionadas

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5. El hidróxido de sodio es muy utilizado en la vida diaria, como ingrediente principal de los desengrasantes y en la industria de jabones ¿Identifica su ecuación de síntesis? a) b) c) d) e)

6. El anhídrido sulfúrico es un gas tóxico y uno de los causantes de la lluvia ácida, ¿cuál de las siguientes fórmulas corresponde a dicho compuesto? a) HSO b) SO2 c) H2SO3 d) SO3 e) H2SO4 7. El H2SO4 es un compuesto muy utilizado en las baterías de automóvil, ¿cuál es el nombre de este compuesto? a) Acido hiposulfuroso b) Anhídrido sulfuroso c) Ácido sulfúrico d) Anhídrido sulfúrico e) Ácido sulfhídrico 8. La cal viva es un compuesto muy utilizado en la construcción, en la preparación de frutas de conserva y en la nixtamalización del maíz. ¿Cuál es la ecuación que corresponde a la formación de dicho compuesto? a) b) c) d) e) 9. Con respecto a las reacciones químicas indica la afirmación incorrecta a) La reacción por descomposición por acción del calor se llama pirolisis. b).En una reacción de combustión completa se genera CO2 y H2O, además es endotérmica. c).Si la reacción es exotérmica, libera energía d) Una reacción se origina debido a la ruptura y formación de nuevos enlaces químicos. e) Sí la entalpía de una reacción química es positiva, nos indica que es endotérmica. 10. Determine los coeficientes del oxidante y el reductor respectivamente, al balancear la siguiente ecuación química: NH3 + O2 → NO + H2O a) 4, 5 b) 8,10 c) 10,8 d) 5, 4 e) 4,6

Bibliografía

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Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

11. Es una característica de los agentes oxidantes: a) Necesariamente contienen oxígeno en su estructura b) Pierden electrones Anotaciones

c) Se oxidan d) Provocan oxidación en otras especies e) Ganan electrones 12. Represente las ecuaciones balanceadas correspondientes a las siguientes reacciones. a) Descomposición térmica del carbonato magnésico b) Neutralización del hidróxido de aluminio con ácido fosfórico c) Precipitación del cloruro de plata a partir del nitrato de plata d) Síntesis del hidróxido de magnesio e) Corrosión del zinc con el ácido clorhídrico 13. Asigne números de oxidación a todos los elementos en los siguientes compuestos. a)

Li 2 O

H3PO4

c) d) e) 14. Balancear las siguientes ecuaciones químicas por tanteo. Indicar los coeficientes: a) Cr + 02 → Cr2O3 b) SO2:+O2 → SO3 c) NaOH + CO2 → Na2C03 + H2O d) Al2(SO4)3 + NaOH → Al(OH)3 + Na2SO4 e) Fe2(SO4)3 + NaOH → Fe(OH)3 + Na2SO4 15. Cuando se calienta piedra caliza, que es CaCO3 impuro, a 950°C se produce óxido de calcio, llamado cal viva, la cual tiene muchos usos, entre ellos la producción de cemento y el control de la contaminación. La ecuación es: CaC03 (s) → CaO (s) + C02 (g). Clasifica esta reacción. a) De síntesis. b) De simple desplazamiento c) De descomposición d) De combustión e) De metátesis 16. La gasolina contiene octano, C8H18. Escribe una ecuación balanceada de esta reacción de combustión completa. 17. Luego de balancear por Redox, realice la suma de coeficientes de los compuestos que contienen al carbono. a) 4 b) 5 c) 6 d) 7 e) 8

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Anotaciones

18. Determinar el número de moles que hay en 2 litros de solución de H2SO4 con una concentración al 2M a) 2 b) 1 c) 4 d) 16 e) 32 19. Hallar la masa del soluto de una 3000 cc de una solución acuosa de CaO con una concentración al 7M a) 14000 b) 1176 g c) 1400 g d) 118 g e) 140 g

20. Si un vino es etanol al 12.0% (v/v), ¿cuántos mililitros de etanol hay en una jarra de medio litro? a) 0.6 b) 6 c) 60 Objetivos

Inicio

d) 600 e) 6000

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Glosario

Bibliografía

BIBLIOGRAFIA DE LA UNIDAD IV:

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

Anotaciones

Aucallanchi Velasquez F. Química 2007 1ra Editorial Racso. Brown, Lemay. Química. La ciencia central 2004 9na Edición Editorial Pearson Chang Raymond. Química 2009-9ª Edición. Editorial Mac Graw Hill Whitten W., Davis R., Peck M., Stanley G. Química 2008 8ª Edición Editorial Cengage Learning Torrenegra R—Pedrozo J. Exploremos la Química, 2000 Editorial Pearson Educación de Colombia Ltda.

Bibliografía

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Actividades

Autoevaluación

Glosario

Bibliografía

UNIDAD IV: FUNCIONES INORGÁNICAS, REACCIONES QUÍMICAS Y SOLUCIONES

ANEXO Anotaciones

SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACION DE LA UNIDAD I 1. D 2. A 3. C 4. B 5. D 6. E 7. B 8. C 9. B 10. D 11. E 12. E 13. C 14. B 15. A Datos: m =? libras c = 3×108m/s2 E = 4.8×1025 joule (kg×m2/s2) Resolución: Despejando m de la fórmula E = mc2, m = E/c2

16. D Datos: Altura inicial= 50 cm Altura final = 58 cm M= 80 g Resolución:

ANEXO

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17. C

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Glosario

Recordatorio

Anotaciones

Datos: r = 1.72 cm h = 3.25 cm m = 40.51 g

Conversión:

18. A 19. E 10. En una mezcla homogénea no se pueden visualizar los componentes que la forman por ejemplo el aire que es una mezcla de gases (oxígeno, hidrógeno, vapor de agua, anhídrido carbónico, etc.), agua azucarada, agua de caño, etc., mientras que en una mezcla heterogénea si se pueden visualizar los componentes como en el jugo de papaya, yogurt, agua turbia, etc. SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD II 1. c 2. a 3. d Se sabe que: A = Z + n, despejando n=A-z Reemplazando: 6x – x = 35 x=7 A = 6x = 42 Z=x=7 4. a

Reemplazando

5. d 6. e 7. c

Convirtiendo:

8. d Z = 36 Diamagnético

Bibliografía

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Bibliografía

ANEXO

8. c 9. d 10. b Anotaciones

11. d 12. d 13. e 14. b 15. c 16. c 17. d 18. a Datos: Solución:

Notación científica: f = 4.615 × 1014 Hz 20. e Datos: Solución:

E = 13.26×10-12 ergios Notación científica: E = 1.326×10-11 ergios SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD III 1. b Las octavas de Newlands, agrupo a los elementos de 7 en 7 de manera que el octavo elemento presentaba propiedades químicas parecidas al primer elemento. 2. e 3. d 4. d Se configura el elemento:

El elemento pertenece al periodo 5 y grupo IVA 5. d Los metales presentan energía de ionización relativamente bajas es por eso que pierden electrones fácilmente y forman cationes. 6. d 7. c El bromo es un no metal líquido de color rojo que pertenece al grupo VIIA (Halógeno). 8. d 9. e 10. c 11. b

ANEXO

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Lecturas seleccionadas

12. c

El sulfato de cobre (CuSO4) es una sal oxisal de color azul, se disuelve fácilmente en agua y libera sus iones ( ), a quienes se les llama electrólitos y son responsables de la conducción. Recordatorio 13. b Se realiza la configuración electrónica de los elementos X y W

El elemento X pertenece al grupo VIIA y el elemento W pertenece al grupo IA, por lo tanto forman un enlace iónico. 14. e 15. a 16. d 17. b 18. d 19. c 20. b SOLUCIONARIO DE LA AUTOEVALUACIÓN DE LA UNIDAD IV 1. a 2. c 3. c 4. e 5. b 6. e 7. c 8. b 9. b 10. d 11. e 12.

13.

14. a) 4-3, 2 15. c 16.

17. a 18. c 19. b 20. c

b) 2-1, 2

c)2-1, 1-1

d)1-6, 2-3

e) 1-6, 2-3

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Anotaciones

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Autoevaluaci贸n

Glosario

Bibliograf铆a

Anotaciones

ANEXO