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3 PMAR BLOQUE II MATERIA CAMBIOS QUÍMICOS 1

BLOQUE II: MATERIA Y CAMBIOS QUÍMICOS

3ºPMAR IES Nuestra Sra. De la Almudena 2015-2016

ÍNDICE DE CONTENIDOS:

1. MODELO CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA. ESTADOS DE LA MATERIA........................................................................... 1

2. LEYES DE LOS GASES PERFECTOS .............................................................................................................................................. 2

3. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS ............................................................................................................................................... 3

4. ÁTOMOS, ELEMENTOS Y COMPUESTOS ................................................................................................................................... 6

5. ENLACES QUÍMICOS. REACCIONES QUÍMICAS. AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRIA ................................... 8

6. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS SEGÚN LA IUPAC ....................................................... 12

ÓXIDOS: .......................................................................................................................................................................................... 13

HIDRUROS METÁLICOS : ................................................................................................................................................................. 13

HIDRUROS NO METÁLICOS : ........................................................................................................................................................... 14

SALES NEUTRAS : COMPUESTOS BINARIOS DE METALES Y NO METALES ...................................................................................... 15

HIDRÓXIDOS ................................................................................................................................................................................... 15

7. LA QUÍMICA Y LA SOCIEDAD. LA QUÍMICA Y EL MEDIO AMBIENTE ........................................................................................ 17

1. MODELO CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA. ESTADOS DE LA MATERIA La materia se puede presentar en tres estados físicos diferentes: estado sólido, líquido y gaseoso. El agua es la única sustancia que se encuentra en los tres estados en la naturaleza. La materia, independientemente del estado en que se encuentre, está formada por partículas muy pequeñas que se encuentran en continuo movimiento. Estado Características

Sólido • Masa constante

• Volumen fijo

• Forma propia

Líquido • Masa constante

• Volumen fijo

• Forma: la del recipiente que los contiene

Gaseoso • Masa constante

• Volumen variable (se pueden comprimir ).

• Forma: la del recipiente que los contiene. Tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene.

Cambios de estado:

Temperatura de cambios de estado: la temperatura de la materia que cambia de estado permanece constante durante dicho cambio. Teoría cinética de los gases expresa las propiedades comunes que tienen todos los gases y son las siguientes: �Un gas está formado por pequeñas partículas que se mueven constantemente al azar.

�La velocidad de movimiento de las partículas solo es función de la temperatura a la que está el gas. La disposición de

estas partículas nos permite explicar las propiedades de cada uno de los estados de la materia.

Actividades:

1) ¿Qué forma tiene un litro de leche? 2) ¿Qué volumen ocupa un kilo de gas butano? 3) Práctica. Para comprobar que la evaporación es un fenómeno de superficie, se puede colocar la misma cantidad

de agua en un vaso estrecho y en un plato. El agua del plato se evapora más rápidamente que la del vaso por tener mayor superficie.


4) Sabiendo que la temperatura de fusión del alcohol es -114 ºC y la temperatura de ebullición 78 ºC, determina en qué estado físico se encuentra el alcohol: a) Cuando alcanza la temperatura de -50 ºC b) Cuando alcanza una temperatura de 80 ºC

5) Colocamos hielo en un recipiente y lo calentamos con un mechero. Dentro ponemos untérmómetro con el que registramos las siguientes temperaturas: Tiempo(s) 0 12 30 270 345 420 495 570 1800 1830 Temperatura(ªC) -20 -10 0 0 25 50 75 100 100 120 Representa los datos en una gráfica colocando la temperatura en el eje vertical y el tiempo en el horizontal e indica durante qué momentos se producen los cambios de estado

6) Completa las siguientes frases: A) El paso de sólido a líquido se llama ................ B) El paso de líquido a gas se llama ..................... C) El paso de sólido a gas se llama ...................... D) El paso de gas a líquido se llama ..................... E) El paso de líquido a sólido se llama ...........

7) Indica el estado físico que en el que se encuentran las sustancias A y B a temperatura de 0 ºC y 30ºC sabiendo que sus puntos de fusión y ebullición son los indicados en la tabla:

Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Estado físico a 0 ºC Estado físico a 30 ºC

Sustancia A 10 120

Sustancia B -60 -5

2. LEYES DE LOS GASES PERFECTOS La ley de Boyle y Mariotte La presión (P)de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen (V)del recipiente, cuando la temperatura (T) es constante. Lo cual significa que:

- Si la presión aumenta, el volumen disminuye. - Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Ley de Charles

El volumen (V) de un gas es directamente proporcional a la temperatura (T) del gas cuando mantenemos la presión (P) constante. Lo cual significa que:

- Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta. - Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.

Ley de Gay-Lussac

La presión (P) del gas es directamente proporcional a su temperatura (T) cuando el volumen (V) se mantiene constante. Lo cual significa que:

- Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. - Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

La temperatura está expresada en todas las leyes en grados Kelvin. Para convertir unos grados en otros hay que utilizar la siguiente fórmula:

ººCC == KK –– 227733,,1155 KK == ººCC ++ 227733,,1155

Actividades 8) Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión

hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía.


9) Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen? (¡cuidado!, recuerda que la temperatura la tienes que expresar en grados kelvin)

10) Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? (¡cuidado!, recuerda que la temperatura la tienes que expresar en grados kelvin)

3. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA La materia puede estar formada por una sola sustancia o por varias sustancias mezcladas en proporción variable. La materia se clasifica en: • Mezclas • Sustancias puras Las sustancias puras tienen unas propiedades específicas que las caracterizan, las mezclas no. Por ejemplo, el agua tiene unas propiedades específicas que la caracterizan: siempre hierve a 100 ºC, se congela a 0 ºC y su densidad es 1 kg/L. En cambio, la mezcla de agua y alcohol tendrá un punto de fusión, de ebullición y una densidad cuyos valores dependerán de la proporción en la que estén sus componentes.

MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS

En la vida real, lo frecuente es que la materia esté en forma de mezclas. Se pueden distinguir:

• Mezclas homogéneas o disoluciones: Están formadas por varias sustancias, pero con aspecto homogéneo. (Ej.: agua salada, vino). de dos o más componentes. El que está en mayor proporción es el disolvente. El que está en menor proporción es el soluto. • Mezclas heterogéneas: En ellas se puede distinguir a simple vista o con la lupa las sustancias que las componen. (Ej.: arena y limadura de hierro).

DIFERENCIAS ENTRE SUSTANCIAS PURAS Y DISOLUCIONES

A simple vista no se puede distinguir una mezcla homogénea de una sustancia pura. Pero sí se pueden distinguir experimentalmente. Experimentalmente es posible diferenciar una sustancia pura de una disolución. Las diferencias más importantes entre una disolución y una sustancia pura son las siguientes:

SUSTANCIA PURA DISOLUCIÓN

• Mediante procesos físicos como evaporación o destilación, solo conseguimos que cambie de estado. • Tiene propiedades características y constantes que la diferencian de las demás sustancias. • Los cambios de estado se producen siempre a igual temperatura.

• Sus componentes se pueden recuperar por procesos físicos como la evaporación o la destilación. • Sus propiedades no son fijas, dependen de la proporción en que estén mezclados sus componentes. • Los cambios de estado no se producen siempre a igual temperatura. Varían según las proporciones de la mezcla.


Ejemplo: distinguir entre una disolución de agua salada y agua pura

Sustancia pura: agua Disolución: agua salada

• Cuando se calienta hasta 100 ºC hierve, pasando a

vapor de agua, manteniendo constante esa

temperatura hasta que el agua se evapora por

completo. Tiene propiedades características y

constantes. Por ejemplo:

• Densidad: 1 kg/ L

• Punto de fusión: 0 ºC

• Punto de ebullición: 100 ºC

• No tiene sabor, etc.

• Si se calienta, empezará a hervir, quedando en el recipiente

sal cuando toda el agua se haya evaporado. La temperatura de

ebullición cambia ligeramente. Sus propiedades no son fijas,

dependen de la proporción de sal presente en el agua. Por

ejemplo:

• Densidad: mayor que 1 kg/L

• Punto de fusión: inferior a 0 ºC

• Punto ebullición superior a 100 ºC

• Sabor salado

SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS

Una sustancia pura es aquella que tiene unas propiedades específicas que la caracterizan y que sirven para diferenciarla de otras sustancias. Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos. Compuestos químicos. Son sustancias puras que se pueden descomponer en otras más simples por métodos químicos Elementos químicos son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más simples. El agua, la sal y la pirita son compuestas. El cloro y el sodio son elementos. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

En una mezcla, cada uno de los componentes que la forman mantiene sus propiedades. Cuando queremos separar esos componentes, podemos utilizar alguna propiedad que sea diferente para cada uno de ellos. Filtración: La filtración sirve para separar un sólido insoluble del líquido con el que está mezclado. Por ejemplo, agua y arena. El filtro permite el paso del líquido y retiene las partículas del sólido.

Decantación: La decantación se utiliza para separar dos líquidos no miscibles (que no se pueden mezclar) con distinta densidad.

Por ejemplo, aceite y agua.

Para este procedimiento se usa un embudo especial, llamado embudo de decantación. Este embudo tiene una válvula en la parte inferior. Cuando los dos líquidos están claramente separados, la válvula se abre y sale el primero, que es el líquido de mayor densidad.

Evaporación: Es un procedimiento que se utiliza para recuperar un sólido disuelto en un líquido. Se basa en que el disolvente alcanza su punto de ebullición antes que el soluto, por lo que si calentamos la disolución hasta que todo el disolvente se evapore, podemos recuperar el soluto. Si dejamos que el disolvente se evapore lentamente, el sólido disuelto formará cristales. El proceso entonces se llama cristalización. La cristalización se utiliza en las salinas marinas para obtener sal.


Destilación: La destilación está indicada para separar dos líquidos miscibles (que se pueden mezclar) que hierven a temperaturas muy distintas o un líquido que tiene un sólido disuelto. La mezcla se introduce en un recipiente y se calienta. Cuando se alcanza la temperatura de ebullición del primer líquido, este se convierte en vapor que se hace pasar por un tubo refrigerado en el que se enfría y condensa. El líquido obtenido es una sustancia pura. Por ejemplo, el vino es una disolución de alcohol y agua. Cuando el alcohol llega a la temperatura de ebullición (78 ºC) se evapora, se hace pasar por un refrigerante en el que se enfría y condensa. El alcohol se recoge en estado líquido.

Actividades

11) Clasificar las siguientes mezclas en homogéneas y heterogéneas: granito, batido de fresa, acero, agua azucarada, agua y arena, aceite y vinagre, hormigón.

12) Indica cuál es el soluto y el disolvente en una disolución de agua salada. 13) Pon ejemplos de:

A) Una disolución líquida formada por dos componentes líquidos. B) Una disolución gaseosa.

14) Las aleaciones son ejemplos de disoluciones sólidas. Busca en un diccionario o Internet la composición del acero, el bronce y el latón.

15) Los aceros son aleaciones de hierro y carbono. ¿Tendrán todos los aceros la misma densidad? ¿Por qué? 16) En un recipiente tenemos un líquido incoloro, que aparentemente parece agua. Hacemos lo siguiente:

o Lo ponemos a calentar, comenzando a hervir cuando el termómetro marca 104 º C. o El líquido se evapora y deja un residuo sólido de color blanco. o Con esta información, ¿se podría pensar que el líquido es agua? ¿Se trata de una sustancia pura?

17) ¿Cómo podríamos separar los componentes de una mezcla de arena, limaduras de hierro y sal? 18) Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

A) La destilación del vino se basa en la distinta densidad que tienen el agua y el alcohol. B) La filtración no es un procedimiento adecuado para separar los componentes de una disolución. C) No se pueden separar los componentes de una mezcla homogénea. D) En una mezcla de aceite y agua, los componentes se pueden separar por decantación porque tienen distinta densidad.

19) COMPRUEBA LO QUE SABES: AUTOEVALUACIÓN DEL TEMA SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS

1. Sabemos que al calentar el azúcar, se transforma en un material negruzco (carbón) y en un gas que resulta ser agua. ¿Con esta información se puede decir si el azúcar es un elemento o un compuesto?

2. Completa el siguiente cuadro:

3. Indica las propiedades comunes de los líquidos y los gases. 4. Indica las propiedades comunes de sólidos y líquidos. 5. Explica, utilizando la teoría cinética, por qué los sólidos tienen forma propia y volumen fijo. 6. El oxígeno es un gas a temperatura ambiente. Indica la afirmación no correcta relativa a las

partículas que constituyen el gas: A) Se encuentran muy separadas entre sí.


B) Tienen libertad total de movimiento. C) Están unidas por fuerzas muy intensas. D) Están más separadas y libres que en estado líquido.

7. Cuando abrimos un perfume, podemos apreciar su olor aún cuando nos encontramos a cierta distancia. ¿Cómo explica la teoría cinética el hecho de que los perfumes huelan a distancia?

8. Indicar que cambio de estado se produce en los siguientes procesos: A) El hielo se derrite B) El agua hierve C) El agua se congela D) La ropa se seca E) El ambientador sólido se transforma en gas

9. Completa el texto con los términos que faltan: La vaporización es el cambio de estado que experimenta un líquido cuando pasa al estado _____________. Si el cambio se produce en toda la masa, a una temperatura determinada se denomina _____________. Pero si el cambio se produce solamente en la superficie del líquido y a cualquier temperatura, entonces se llama _____________.

10. El petróleo es una mezcla de sustancias, ¿crees que la temperatura de ebullición del petróleo es constante?

11. ¿A qué tipo de sustancia corresponde cada frase? A) Una sustancia que tiene una densidad y un punto de fusión variable, y que en una parte presenta diferente aspecto que en otra. B) Una sustancia formada por dos componentes que presenta las mismas propiedades y el mismo aspecto en todos sus puntos. C) Una sustancia que tiene unas propiedades específicas invariables.

12. ¿Cómo podríamos separar una mezcla de alcohol, agua y limaduras de cobre? 13. ¿Cómo podríamos separar una mezcla de azufre, hierro y sal?

4. ÁTOMOS, ELEMENTOS Y COMPUESTOS ESTRUCTURA DEL ÁTOMO La materia está formada por pequeñísimas partículas llamadas átomos. Los átomos están formados por otras partículas más pequeñas llamadas: electrones, protones y neutrones. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón (carga positiva). Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones. La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico; representado por la letra Z , pueden tener distinto número de neutrones.

DEFINICIONES: MASA ATÓMICA: Conceptualmente, masa atómica (m. a.) es la masa de un átomo, y la masa de un átomo en particular es la suma de las masas de sus protones y neutrones, y varía en los distintos isótopos. ISÓTOPOS: son átomos de la misma sustancia con el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A). UN MOL : se define como la cantidad de materia que tiene tantas unidades como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C. Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023 . NÚMERO DE AVOGADRO: Se abrevia como N =6,02 x 1023.


ELEMENTOS: TABLA PERIÓDICA Se conocen más de 100 elementos químicos distintos en la naturaleza. Cada uno de ellos está formado por átomos iguales, que son diferentes a los átomos de otros elementos. Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento X. Todos los elementos conocidos en la actualidad se encuentran reunidos en la tabla periódica. En ella están ordenados según su número atómico. Según va aumentando el número atómico (Z) en los sucesivos elementos también va aumentando el número de electrones puesto que todos los elementos son neutros ( igul número de electrones que de protones) Periodo: está constituido por los elementos que ocupan una misma fila de la Tabla Periódica. Todos los elementos de un periodo tienen el mismo número de capas de electrones . Por ejemplo los elementos del periodo 1 ( H,He tienen 1 capa, los del 2 ( Li, Be, C, ..) tienen 2 capas y así sucesivamente. Grupo: está constituido por los elementos que ocupan una misma columna de la Tabla Periódica. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas semejantes y tienen el mismo número de electrones en su capa externa .Por ejemplo los elemento del grupo 17 (halógenos) tienen 7 electrones en su capa externa ( F,CL, Br, I….). Los gases nobles son los únicos elementos que podemos encontrar formados por átomos aislados. Los gases nobles son los elementos que aparecen en el último grupo de la tabla periódica: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Los átomos de los elementos que no son gases nobles se pueden unir, formando agrupaciones llamadas moléculas. Por ejemplo el oxígeno O2.

El hidrógeno no sigue estrictamente las propiedades de ningún grupo. Por eso se le sitúa por separado. Metales: elementos de los grupos 1 al 14 excepto el B, C y Si (que son no metales). No metales: elementos situados entre los grupos 14 al 17. Gases nobles: elementos del grupo 18 tienen 8 electrones en su última capa (excepto el He que tiene 2) y son muy poco reactivos.


Actividades: 20) Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número

de______________ 21) Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?

12 13 24 25 22) Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:

El número de protones

El número atómico

El número de neutrones

El número de electrones 23) Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación

adecuada?

1. 2. 3. 4. 24) Señala las afirmaciones correctas:

El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones

Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones

Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico

Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico

Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones

5. ENLACES QUÍMICOS. REACCIONES QUÍMICAS. AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRIA

Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.

Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último

nivel es igual a ocho (los 2 del orbital “S y los 6 de los orbitales “p”) , estructura que coincide con la de los gases nobles.

Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8

electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases

nobles. Esta tendencia a adquirir la estructura del gas noble se conoce como

regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en

muchos casos. Según sea la forma en que los átomos consiguen obtener 8

electrones en su última capa, así será el tipo de enlace.

El orden en el que se incorporan los electrones a los orbitales es el siguiente:

1s�2s�2p�3s�3p�4s�3d�4p�5s�4d�5p�6s�4f�5d�6p�7s�

5f->6d…

DISTINTOS TIPOS DE ENLACES.

¿Cómo se puede alcanzar la estructura de octeto?. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

Enlace iónico: se produce cuando átomos de elementos metálicos se encuentran con átomos no metálicos, En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos (catión) y negativos (anión), respectivamente. El número de electrones cedidos o capturaos por un átomo es lo que se conoce como valencia iónica. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos


Enlace covalente: Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica (C, O, F, ..). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

Enlace metálico: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Actividades: 25) Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo (un no metal del grupo de los

halógenos), lo más probable es que entre ellos se establezca:

Enlace covalente Enlace metálico Enlace por puentes de hidrógeno Enlace iónico


26) Un sólido metálico está formado por:

Iones positivos y negativos

Iones positivos y una nube de electrones

Iones negativos y una nube de electrones

Átomos neutros que comparten electrones

27) ¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse entre los átomos de los siguientes elementos?

� Hierro-hierro: � Cloro-magnesio: � Carbono-oxígeno: � Flúor-flúor: � Neón-neón:

28) Señala cuáles de los siguientes compuestos serán

de tipo iónico:

CaO (óxido de calcio).

O2 (oxígeno).

NaF (fluoruro de sodio).

N2O (óxido de dinitrógeno).

NH3 (amoníaco). 29) De los sólidos siguientes, marca los que son muy

solubles en agua:

Cobre (Cu).

Cuarzo (SiO2).

Fluorita (CaF2).

Hierro (Fe).

Silvina (KCl). REACCIONES QUÍMICAS Reacciones de ionización: cuando un átomo pierde (metal) o gana ( no metal ) electrones generándose iones, se

produce una reacción de ionización. El número de electrones cedidos o ganados por cada átomo se llama valencia

iónica. Los metales tienen valencia iónica positiva (ceden electrones) y los no metales negativa (captan electrones).

Ejemplo 1: reacción de ionización del calcio Ca (grupo 2) y del nitrógeno N (grupo 15)

Está claro que para formar el compuesto neutro necesitaremos 3 iones de calcio y 2 de nitrógeno .

Ejemplo 2: reacción de ionización del sodio Na (grupo 1) y del cloro Cl (grupo 15). Para representar los iones vamos a

representar con puntos o aspas exclusivamente los electrones de la última capa (representación de Lewis):

En este otro ejemplo será necesario un ión de sodio para cada ión de cloro. Se formara sal común ( cloruro sódico) . Reacciones covalentes: cuando átomos de material no metal comparten electrones en su última capa para alcanzar

una estructura estable de octeto, el enlace es covalente El número de electrones compartidos por cada átomo se llama

valencia covalente o covalencia. Los átomos de no metales que comparten los electrones pueden ser iguales o

distintos, ene l primer caso hablamos de nelace covalente puro y en el segundo de enlace covalente bipolar.

Ejemplo 1: enlaces covalentes puros (átomos no metálicos iguales)


Ejemplo 2: enlaces covalentes bipolares (átomos no metálicos distintos)

MASA MOLECULAR (O PESO MOLECULAR) Hasta aquí hemos hablado solo de masa de átomos, y de sus componentes: protones y neutrones. Ahora hablaremos de masa de moléculas (que son combinaciones de diferentes átomos). Previamente recordemos que las moléculas, como entidad, también se cuantifican en mol, y un mol de moléculas es igual a 6,02 x 1023 moléculas (nº de Avogadro). Sabemos que no se puede pesar la masa de una molécula individualmente. Entonces, ¿cómo calculamos la masa molecular de una sustancia? Sumando las masas atómicas relativas de los elementos que componen dicha sustancia. Para aclarar el concepto: Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes. Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes

2 moles H + 1 mol O = 1 mol de agua

2 • 1.01 g + 16.00 g = 18.02 g

Según esto, una botella llenada con exactamente 18,02 g de agua debería contener 6,02 x 1023 moléculas de agua.

El concepto de las fracciones y de los múltiplos también se aplica a las moléculas. De esta manera, 9,01 g de agua debería contener 1/2 mol, o 3,01 x 1023 moléculas de agua.

Como vemos, se puede calcular el peso molecular (masa molecular) de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos (masa atómica relativa) que conforman el compuesto.

Ejemplo: Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2 Masa atómica del Ca = 40,078 u.m.a. Masa atómica del Cl = 35,453 u.m.a. Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula..


Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 u.m.a. De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán: (1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos Ejemplo: Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría? Fórmula del oro: Au Peso fórmula del Au = 196,9665 u.m.a. Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos. De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá: (2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol. Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos: (0,0142 moles)(6,02x1023 átomos/moles) = 8,56x1021 átomos

Actividades: 30) ¿Qué crees que debe ocurrirá si el número de electrones que tiene el metal en su última capa no coincide con el

número de electrones que le faltan al no metal para completar su última capa? Considera para responder esta pregunta que combinamos sodio con oxígeno.

31) ¿Qué fórmulas tendrán los compuestos iónicos formados por : 1. Potasio y nitrógeno; 2. Calcio y flúor; 3. Calcio y oxígeno; 4. Aluminio y azufre.

32) ¿Podrán los átomos de los gases nobles combinarse entre sí con valencias covalentes?¿por qué? 33) ¿Cuál es la valencia covalente del azufre, bromo, fósforo, potasio y nitrógeno? 34) Escribe la representación de Lewis para los siguientes átomos neutros: carbono, fósforo, azufre y bromo 35) Representa el enlace covalente que se dará entre las siguientes parejas de átomos usando la representación de

Lewis , indica la fórmula del compuesto final.

• Bromo y bromo

• Oxígeno y flúor

• Nitrógeno e hidrógeno

• Carbón y cloro

• Carbón y oxígeno

36) ¿Qué masa tendrán dos moles de hierro?¿cuantos átomos habrá? 37) ¿Cuántos moles habrá en 29,4 g de H2SO4?¿y moléculas? 38) PRACTICAS DE LABORATORIO: construyendo compuestos

6. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS SEGÚN LA IUPAC

Un compuesto químico está formado por la unión de dos o más átomos o iones distintos. Los compuestos químicos se clasifican en sustancias orgánicas y sustancias inorgánicas . Las sustancias inorgánicas en compuestos ternarios y binarios.

Las fórmulas son la representación más sencilla de los compuestos químicos. En ellas se escriben los símbolos de los elementos y subíndices (las valencias o números de oxidación de los elementos). Vamos ahora a estudiar cómo se formulan los compuestos binarios, inorgánicos, entre ellos:

• Los óxidos,

• Los hidruros metálicos

• Los hidruros no metálicos

• Las sales neutras

• Los hidróxidos

• Las sales de óxidos


FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS: Hay que tener en cuenta las siguientes

normas a la hora de escribir una fórmula:

� Si los subíndices se pueden simplificar (dividir por un mismo número), es obligatorio simplificar la fórmula

� Si el subíndice es la unidad , no se escribe,

� En los compuestos binarios, las valencias de los elementos están intercambiadas.

FORMULACIÓN Y NOMECLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS:

La nomenclatura sirve para nombrar los compuestos químicos. En este curso para nombrar los compuesto binarios utilizaremos solo una de las normas de la IUPAC (UNIÓN

Internacionalde Química Pura y Aplicada) : SISTEMÁTICA

ÓXIDOS:

Los óxidos son compuestos formados por oxígeno y otro elemento del Sistema Periódico (metal o no metal), excepto los gases nobles.

El formato de su fórmula es

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS ÓXIDOS :

Para nombrar a l os óxidos, se pone la palabra óxido acompañada de un prefijo numérico ( mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-) que indica el nº de átomos de oxígeno que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de y el nombre del otro elemento , también acompañado de su correspondientesprefijos numéricos.

NOTA: El prefijo mono-, sólo se utiliza con : • El monóxido de carbono (CO).

• El m o nóxido de nitrógeno (NO).

Ejemplos de óxidos y su nomenclatura sistemática:

HIDRUROS METÁLICOS : Los hidruros metálicos son compuestos formados por hidrógeno y un elemento metálico. Su fórmula es:


NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS HIDRUROS METÁLICOS: Para nombrar a los hidruros metálicoss, se pone la palabra hidruro acompañada de un prefijo numérico ( mono-, di-, tri- tetra-, penta-, hexa-, hepta-) que indica el nº de átomos de hidrógeno que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de y el nombre del otro elemento

Ejemplos de hidruros metálicos y su nomenclatura sistemática:

HIDRUROS NO METÁLICOS : Los hidruros NO metálicos son compuestos formados por hidrógeno y un elemento NO metálico. Su fórmula es:

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS HIDRUROS NO METÁLIC OS: Para nombrar a los hidruros NO metálicoss, se nombran añadiendo – URO al nombre del NO METAL seguido de las palabras DE HIDRÓGENO.-

Ejemplos de hidruros NO metálicos y su nomenclatura sistemática:

Además existen compuestos binarios del hidrógeno con no metales queutilizan nombres comunes


SALES NEUTRAS : COMPUESTOS BINARIOS DE METALES Y NO METALES

Las sales neutras son compuestos formados por un metal y un NO metal. Su fórmula es:

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE SALES NEUTRAS: Las sales neutras se nombran añadiendo el sufijo – URO al nombre del NO METAL acompañada de un prefijo numérico (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-) que indica el nº de átomos de no metal que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de y el nombre del otro elemento precedido de los prefijos numéricos que indiquen el nº de átomos de metal que hay en la fórmula.

Ejemplos de sales neutras y su nomenclatura sistemática:

HIDRÓXIDOS

Los hidróxidos son compuestos ternarios formados por la combinación de tres elementos. Resultan de combinar un metal (catión) y el anión hidróxido (OH-). Su fórmula es:

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS HIDRÓXIDOS: Para nombrar a los hidróxidos, se pone la palabra hidróxido acompañada de un prefijo numérico (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-) que indica el número de iones hidróxido que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de y el nombre del metal

Ejemplos de hidróxidos y su nomenclatura sistemática:


39) ACTIVIDADES

Formular Nombrar

1 Trióxido de azufre NaH

2 Monóxido de hierro K2O

3 Metano NH3

4 Hidruro de calcio SiCl4

5 Tetracloruro de carbono Au2O3

6 Ácido fluorhídrico CuO

7 Monóxido de carbono CoH3

8 Ácido clorhídrico H2S

9 Óxido de aluminio SO2

10 Amoniaco CaH2

11 Disulfuro de carbono MgO

12 Dihidruro de plomo CO2

13 Dióxido de carbono PCl5

14 Óxido de litio CH4

15 Ácido sulfhídrico CO

16 Hexacloruro de azufre PbH4

17 Trióxido de diniquel SCl4

18 Hidruro de zinc H2O

19 Pentaóxido de difósforo Al2O3

20 Tricloruro de fósforo N2O5

40) ACTIVIDADES

Formular

Nombrar

1 Monóxido de hierro KH

2 Pentacloruro de fósforo Ag2O

3 Amoniaco KCl

4 Hidruro de alumnio HNO3

5 Óxido de litio FeCl3

6 Ácido clorhídrico CuBr2

7 Monóxido de plomo Ca(NO3)2

8 Ácido nítrico H2S

9 Hidróxido de sodio Cu2O

10 Metano MgH2

11 Trihidruro de niquel ZnBr2

12 Carbonato de sodio CO2

13 Trihidróxido de hierro CuSO4

14 Cloruro de potasio H2CO3


15 Ácido carbónico CO

16 Hexafluoruro de azufre CH4

17 Sulfato de sodio CaCO3

18 Hidróxido de alumnio CCl4

19 Ácido sulfúrico CrCl2

20 Nitrato de potasio KNO3

41) ACTIVIDADES

Formular Nombrar

1 Óxido de alumnio PtO2

2 Trióxido de azufre AuH3

3 Metano AgCl

4 Hidruro de cinc HClO2

5 Hidróxido de cobre(II) CaCO3

6 Peróxido de sodio FeS

7 Ácido nítrico H3PO4

8 Sulfuro de sodio HCl

9 Tetracloruro de carbono Li2O2

10 Sulfato de plomo(IV) KHCO3

11 Ácido perclórico Fe3+

12 Cloruro de hierro(III) CO

13 Clorato potásico Cu2SO4

14 Óxido de fósforo(V) PbI2

15 Carbonato de bario Co(ClO4)3

16 Hexafluoruro de azufre NH3

17 Hidrogenocarbonato de sodio K2Cr2O7

18 Dihidrogenofosfato de plata Cr2O3

19 Nitrato de plomo(II) NO3

-

20 Hidrogenocarbonato de cobalto(II) KNO2

7. LA QUÍMICA Y LA SOCIEDAD. LA QUÍMICA Y EL MEDIO AMBIENTE

Trabajo personal: realiza una presentación de un máximo de 10 transparencias donde expliques las principales ventajas que el desarrollo de productos químicos han aportado a la sociedad del siglo XXI. Para ello, haz una cronología de los principales descubrimientos. No olvides citar las ventajas y desventajas del desarrollo químico sobre el medio ambiente. Para terminar haz tres preguntas a tus compañeros, para ver si han seguido bien tu exposición.

bloque ii: materia y cambios quÍmicos - ies...

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