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Introducción a las Ciencias Naturales 1

INTRODUCCIÓN A LAS CIENCIAS

NATURALES

Autores: Lic. Daniela Suarez

Mgter. María Cristina Zamorano

2013


Estimado ingresante:

Nuestras primeras palabras son:

“BIENVENIDO A ESTA HERMOSA TAREA QUE ES APRENDER”

Es para nosotros un gran honor y también una gran responsabilidad que hayas

decidido elegirnos para tus estudios universitarios.

Queremos que te sientas seguro y acompañado en tus primeros pasos en esta

casa, con el propósito de alentar y favorecer tu permanencia en ella. Por ello es que

nos ponemos a tu disposición brindándote nuestro conocimiento, nuestro tiempo,

nuestra experiencia como estudiante y como profesor y nuestro compromiso.

Una de las grandes dificultades con la que probablemente te encuentres como

estudiante al comenzar tus estudios superiores, es la diferencia con la escuela media

en cuanto al tiempo de dedicación al estudio y el rigor en los procesos de aprendizaje

que son demandados: autonomía, espíritu de búsqueda, reflexión, constancia…

Conscientes de esto es que hemos editado este material de apoyo que te brindará una

guía para que te introduzcas en el lenguaje técnico, científico y conceptual de un

modo gradual y con muchos ejemplos que te permitan adquirir el conocimiento de la

manera más útil y provechosa posible.

Desde el momento en que realizaste tu inscripción tenés la posibilidad de ser

parte de nuestro Instituto.

No dudes en consultarnos, en pedir información, en exigirnos lo que creas que es

necesario para tu formación.

Recordá siempre que…

“Hay una fuerza motriz más poderosa que el vapor, la

electricidad y la energía atómica: la voluntad”…

Y

“Nunca consideres el estudio como una obligación sino como

una oportunidad para penetrar en el bello y maravilloso mundo del saber”……

Albert Einstein.

Que llegues a la meta es nuestro objetivo. Sabemos que puedes lograrlo.


Tus profesores.

Temas

Tema1: La ciencia y su método. Modelos matemáticos y gráficos de fenómenos naturales

abordados desde las distintas disciplinas que conforman las Ciencias Naturales. Magnitudes.

Consistencia dimensional de los modelos matemáticos de los fenómenos naturales. Notación

científica.

Tema 2: Conceptos de materia, cuerpo, sustancia. Estado de agregación de la materia. Cambios

de estado de la materia.

Propiedades de la materia: extensivas e intensivas, físicas y químicas.

Sistemas materiales: heterogéneos Métodos de separación de sistemas materiales. Sustancias

simples y compuestas. Elementos y símbolos.

Tema 3: Átomos y moléculas. Masa atómica y molecular. Concepto de mol. Composición

centesimal. Cálculo de fórmula mínima y molecular.

Estructura de los átomos. Partículas fundamentales (protón, neutrón y electrón). Número atómico.

Número másico. Concepto de Isótopos.

Tema 4: Número de oxidación. Formulación de compuestos químicos y nomenclatura. (óxidos,

hidruros, hidróxidos o bases, ácidos y sales). Reacciones y ecuaciones químicas. Clasificación

general de las reacciones químicas (síntesis o composición, descomposición, desplazamiento,

reversibles e irreversibles, exotérmicas y endotérmicas).


Tema 1

LA CIENCIA

La ciencia (del latín scientia, “conocimiento”) es el conocimiento sistematizado, elaborado

mediante observaciones y razonamientos organizados. La ciencia utiliza diferentes

métodos y técnicas para la adquisición y organización de dichos conocimientos, en forma

de predicciones concretas, cuantitativas y comprobables referidas a hechos observables

pasados, presentes y futuros.

La ciencia puede dividirse en disciplinas científicas, según el campo del conocimiento al

que se abocan. El siguiente, es un esquema de clasificación de las ciencias planteado por

el epistemólogo alemán Rudolf Carnap:

Tabla 1. Clasificación de las Ciencias según R. Carnap.

Nuestra meta es adentrarlos en las Ciencias Naturales, objetivo de este curso de

ingreso. Por ello y, como primer paso, vamos a trabajar con el “camino” que siguen los

científicos que trabajar en Ciencias Naturales para llegar al conocimiento.

Las Ciencias naturales forman parte de las Ciencias Empíricas, es decir, aquellas

cuyos fenómenos pueden explicarse mediante la experimentación. El método de estudio

que utilizan es el:

Método Científico

Puede graficarse de la siguiente manera:


El punto de partida de toda investigación es la observación meticulosa de los

hechos o fenómenos que suceden en el mundo que nos rodea. Observar es examinar

atentamente con un objetivo determinado. Dicha observación nos llevará a realizar una

pregunta, con respecto a por qué, cómo y/o para qué sucede el fenómeno observado.

La realización de una investigación de fondo, es decir, el análisis del fenómeno

con más profundidad, nos conduce a formular una hipótesis.

Toda hipótesis permite deducir consecuencias que habrán de presentarse en los

hechos o fenómenos que se estudian, o sea, establecer predicciones.

Luego debe verificarse si dichas predicciones son correctas, para lo cual se debe

testar la hipótesis con experimentos o bien, modelos experimentales, que permitan

probar la validez o no, de lo predicho.


El experimento arroja resultados e información que deben analizarse, para luego

planificar una conclusión.

Si la misma demuestra que la hipótesis formulada es falsa o parcialmente falsa, es

necesario proponer nuevas hipótesis y reanudar las acciones tendientes a verificar su

validez.

Cuando la conclusión confirma que la hipótesis es cierta y puede ser aplicada a

todos los fenómenos semejantes, se está en presencia de una generalización que puede

derivar en la formulación de una ley o principio, con los cuales se elaboran las teorías.

Este es el quehacer científico, una persona dedicada al estudio que es curiosa por

naturaleza realiza este procedimiento para llegar a dar un nuevo conocimiento.

VEAMOS UN EJEMPLO:

Observación: el TV no funciona.

Hipótesis: no he apretado el botón correcto en el control remoto o no he apuntado bien al

TV.

Predicción: si es verdad, vuelvo a usar el control y el TV debería encenderse.

Verificación: no se enciende.

Nueva hipótesis: no funcionan las pilas.

Predicción: si cambio las pilas, el TV debería encenderse.

Verificación: no se enciende.

Nueva hipótesis: el problema está en los mandos o en el enchufe.

Predicción: si reviso los botones y el enchufe y están bien, debería encenderse.

Verificación: no enciende.

Dos nuevas hipótesis: 1- el problema está en el TV.

ó 2- el problema está en la red eléctrica.

Elijo la 2- por razones de seguridad y de conocimiento del tema.

Predicción: si es verdad, los interruptores de la casa no van a funcionar.

Verificación: pruebo y no funcionan.

Teoría provisional: el TV no funciona porque no hay corriente eléctrica.

Puede hacer otras hipótesis: NO hay luz en casa? NO hay luz en el Barrio?

Etc.

Las Ciencias Naturales estudian los Fenómenos Naturales

El Universo, según los conocimientos actuales, se halla formado por materia y

energía que, unidas constituyen la base de todos los fenómenos objetivos de estudio.


Cuando hablamos de fenómenos nos estamos refiriendo a todo cambio o modificación

que se producen en el universo que nos rodea. Éstos, pueden ser clasificados en

fenómenos físicos, químicos y biológicos.

Fenómenos físicos: son aquellos que no producen una alteración de la estructura

íntima de la materia (estructura molecular), y que son susceptibles de ser repetidos. Son

ejemplos de fenómenos físicos la aceleración de un cuerpo, la oscilación de un péndulo,

la dilatación de un cuerpo al aumentar la temperatura, la circulación de la corriente

eléctrica por un cable, etc.

EJEMPLO: Ciclo del agua.

Fenómenos químicos: son aquellos que producen una alteración permanente en la

estructura íntima de la materia; es decir, una sustancia se convierte en otra diferente y, en

general, no son susceptibles de ser repetidos con el mismo cuerpo. Así por ejemplo, en la

combustión de gas metano, esta sustancia se convierte en anhídrido carbónico más agua.

EJEMPLO: Combustión.

Fenómenos biológicos: son aquellos que se verifican en un ser vivo, tales como la

circulación de la sangre, la digestión de los alimentos y el metabolismo celular. Es de

hacer notar que todo fenómeno biológico estudiado en profundidad corresponde a un

fenómeno físico, a uno químico o a una combinación de ambos.

EJEMPLO: Desarrollo del embrión.

Como consecuencia de ésta clasificación han surgido diversas ramas de la ciencia

que se abocan al estudio específico de cada uno de estos fenómenos. Así la Química

(con sus diversas ramas: orgánica, inorgánica, analítica), estudia los fenómenos químicos;

Física los fenómenos físicos; y Biología los fenómenos biológicos.

Estos fenómenos son estudiados y los científicos diseñan modelos que dan

explicación y que permiten validarlos en forma universal, es decir dan modelos

matemáticos ya sea las llamadas ecuaciones, fórmulas como sus representaciones

gráficas.

A continuación observaremos una gráficas que dan cuenta de fenómenos o eventos

que han estudiado y representado.

A partir de los gráficos se puede inferir cómo y que ha sucedido, es por ello que

debemos leer el gráfico y a partir de allí se puede describir lo sucedido.


TRABAJO PRÁCTICO DE AULA I:

Lectura de gráficos:

-1- Se ha estudiado y registrado en un gráfico (x,t) el movimiento de un auto durante 9 segundos.

Observa, analiza y a partir de la lectura del gráfico responde los siguientes interrogantes:

a- En el transcurso de los dos primeros segundos de marcha, el móvil ¿se acerca o aleja de la posición

considerada como origen?.

b- Durante el tercer segundo ¿cuánto se desplaza el móvil?

c- Entre el quinto y sexto segundo ¿qué sentido de marcha tiene el móvil?

d- Podrías decir ¿qué clase de movimiento tiene el móvil entre el octavo y noveno segundo?

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

1

2

3

4

5

6

7

80 1 2 3 4 5 6 7 8 9

10

t [s]

x [

m]


2- En una carrera de cinco autos a través de un mismo camino recto, se tomaron medidas de sus desplazamientos y se representaron en el gráfico que se presenta a continuación.

Teniendo en cuenta los datos que aporta la gráfica y recordando que en un movimiento rectilíneo uniforme el desplazamiento es función lineal del tiempo y en el uniformemente variado es función cuadrática del tiempo. Responde los siguientes interrogantes:

a- Los móviles A y B ¿tienen igual velocidad?

b- ¿qué móviles poseen movimiento rectilíneo uniformemente variado?

c- A ¿qué distancia se encuentran los móviles E y C a lo 2 s?

d- ¿Qué móviles se encuentran después de 4 h de haber partido?.

e- ¿Qué móviles pasan por el origen de coordenadas después de haber partido?

3- En el siguiente gráfico se ha representado las variaciones de velocidad que ha experimentado un auto en función del tiempo.

-20-15-10

-505

1015202530354045

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

tiempo (h)

x(k

m)

A B C D E

A

B

C

D

E

G

F E

D

70 60 50 40 30 20 10

C

A B

30

t (s)

v m/s

20

10

0

- 10


Teniendo en cuenta los datos que aporta la gráfica y recordando que en un movimiento rectilíneo uniforme la velocidad es constante y en un movimiento rectilíneo uniformemente variado es función lineal del tiempo responde los siguientes interrogantes

a) ¿Cuál es el intervalo de tiempo en que el movimiento es rectilíneo uniforme?

b) ¿En que tramos la velocidad varía uniformemente con el tiempo?

c) ¿Para qué instantes la velocidad es cero?

d) En el tramo DE el módulo de la velocidad aumenta o disminuye?

e) ¿Durante el tramo FG el móvil mantiene su sentido de marcha? Justifica tu respuesta.

4- En una práctica de laboratorio en el cual se trabajó con una sustancia determinada, se han tomado los

siguientes datos:

Registro Energía transferida en forma de calor medida en calorías (cal)

Temperatura medida en Kelvin (K)

A 30 15

B 50 35

C 70 35

D 90 60

Realiza la gráfica y recordando que en el transcurso de una cambio de estado la temperatura permanece

constante, enuncia que sucedió entre el registro B y C .


LA MEDICIÓN EN LA CIENCIA

Medir es determinar la relación existente entre una magnitud dada y otra de su

misma especie elegida como unidad.

Antes de continuar debemos realizar algunas definiciones:

Magnitudes físicas: Es todo aquello susceptible de ser medido. Así la cantidad de

materia, el intervalo de tiempo ente dos hechos sucesivos, la distancia ente dos puntos, la

energía asociada a un fenómeno físico, etc. constituyen ejemplos de magnitudes físicas.

Dimensión: Es la clase de medida que se puede efectuar sobre una determinada

magnitud física. Para caracterizar una magnitud física es necesario designar a su

dimensión, una unidad conveniente o magnitud fundamental.

Tabla 2. Magnitudes y Dimensiones.

Instrumento de medición: es el elemento utilizado para realizar la medición de una

magnitud. Por ejemplo la regla para medir longitud, el reloj para tiempo, etc.

Unidad: Dada una magnitud física y su respectiva dimensión, para cuantificar una

medición es necesario emplear la unidad conveniente. La unidad de una dimensión es la

referencia o patrón a la que se le asigna el valor 1. El resultado de una medición se indica

como el número de veces que se repite la unidad (cifras o dígitos), seguido de la unidad

propiamente dicha.

Cifras significativas: son aquellas que tienen un significado real y, por tanto,

aportan alguna información. Toda medición experimental es inexacta y se debe expresar

con sus cifras significativas.

Precisión y exactitud: el resultado de una medición debe ser preciso y exacto:

Precisión: es la aproximación entre múltiples mediciones del mismo tipo, realizadas

sobre una magnitud física.

Exactitud: es la proximidad entre el valor real y el resultado obtenido de una

medición efectuada sobre una magnitud física.


Si un instrumento de medición está mal calibrado, se podrán obtener mediciones

coincidentes y/o muy próximas entre sí, lo que indica una elevada precisión. Sin embargo

las mismas tendrán una baja exactitud, porque están alejadas del valor real o verdadero.

Una vez definidos estos parámetros podemos decir que para realizar una medición

debemos tener en cuenta:

1- Qué se está midiendo (magnitud)

2- El instrumento adecuado para la medición

3- El número (cifras o dígitos) y la unidad que debe asignarse a una medida

4- El grado de incertidumbre de la medición realizada (precisión y exactitud)

Por ejemplo, si queremos medir la longitud de un trozo de metal pequeño, debemos considerar:

Magnitud física: distancia entre dos puntos.

Dimensión: longitud.

Unidad: centímetro (cm) o milímetro (mm)

Instrumento de medición: regla milimétrica.

En ocasiones, la unidad elegida resulta ser inadecuada por ser demasiado pequeña

o demasiado grande. En estos casos, para resumir números demasiados extensos se

recurre a lo que se denomina notación científica, que no es más que expresar el número

como el producto entre 1 y la potencia de 10 correspondiente. Por ejemplo el número

1.000.000.000 puede expresarse como 1 x 109 (obsérvese que la potencia coincide con el

número de ceros). Si el número a expresar en notación científica es menor a uno (1) la

potencia de base 10 será negativa.

Pensemos: ¿Cómo escribiríamos el número 3.400.000.000.000 en notación científica?

Bien! 3,4 x 1012

.

¿Y el 0,00000000068?

Excelente! 6,8 x 10-10

.

Otra estrategia para escribir las cifras de una medición es la utilización de múltiplos y

submúltiplos de la unidad de medida elegida. Así, si dicha unidad es pequeña frente a la

medición a efectuar, se utilizan múltiplos de la misma y, si resulta grande, se utilizan

submúltiplos.


Tabla 3. Múltiplos y Submúltiplos.

Tabla 4. Unidades Auxiliares.

Observe: en el caso de las unidades de la Tabla 4, al pasar de una a otra unidad, deben

correrse tres (3) lugares.

Sistema de Unidades

Dimensiones Fundamentales y Derivadas

El sistema métrico decimal es el sistema universal de medida. En él, la unidad

arbitraria se divide o multiplica por 10 para dar unidades de magnitud conveniente. Este

sistema es oficial en todos los países con excepción de Inglaterra, aunque en trabajos

científicos también lo utiliza.

En 1964, el International Bureau of Standards (BIS) adoptó una versión ligeramente

modificada del sistema métrico. Este conjunto de unidades revisado se conoce como:

Sistema Internacional de Unidades (SI), cuyo fundamento son siete unidades básicas.

Las unidades SI están siendo aceptadas gradualmente, sin embargo el sistema métrico

más antiguo no desaparece y aún se utiliza. Otros sistemas muy empleados son el

Práctico o Técnico y el Cegesimal; a éste último se lo cita a menudo como sistema

“centímetro-gramo-segundo” o más brevemente c.g.s. Las dimensiones fundamentales de

cada sistema, así como sus unidades, figuran en la siguiente tabla:


Tabla 5. Sistemas de medición y sus unidades.

Conjuntamente con las unidades fundamentales existen otras llamadas derivadas,

tales como: velocidad, aceleración, densidad, etc. que se han definido refiriéndolas a las

unidades fundamentales. Existen por lo tanto dos clases de unidades: unidades

fundamentales y unidades derivadas, que constituyen el sistema absoluto de unidades.

Con frecuencia, es necesario convertir a un múltiplo las mediciones efectuadas en

una unidad. Por ejemplo gramo a kilogramo. Las conversiones en el sistema métrico, en

el cual las unidades se relacionan entre sí por potencias de 10, se hacen muy fácilmente.

Dimensiones y unidades auxiliares

Medidas de superficie

La unidad, en el SI, es el metro cuadrado (m2), que corresponde al área de un

cuadrado que posee un metro (1m) de lado.

Para realizar conversiones entre medidas de superficie, se debe utilizar la siguiente

escala:


Veamos algunos ejemplos:

Convertir 2km2 a cm

2: 20.000.000.000cm

2.

¿Se anima a escribirlo en notación científica?

Convertir 89mm2 a m

2: 0,000089m

2.

¿Y en notación científica?

Medidas de Volumen

La unidad, en el SI, es el metro cúbico (m3), que corresponde al volumen de un cubo

de un metro de arista.

Para realizar conversiones debe utilizarse la siguiente escala:


Por ejemplo:

Convertir 3,4dm3 en dam

3: 0,0000034dm

3.

Y en notación científica cómo sería?

Convertir 67km3 en mm

3: 67.000.000.000.000.000.000mm

3.

Representarlo en notación científica.

Para medir volúmenes también puede recurrirse a las medidas de capacidad. En

ellas, la unidad es el Litro (L) y las conversiones entre unidades de medida se realizan

utilizando la Tabla de Múltiplos y Submúltiplos (Tabla 3).

Para realizar conversiones anteriores entre los dos sistemas de medición de

volumen, se puede utilizar la siguiente Tabla:

Unidades de volumen m3 dm3 cm3

Unidades de capacidad kl hl dal l dl cl ml

Tabla 6. Conversión entre medidas de volumen.

Densidad

Es el cociente entre la masa y el volumen de un cuerpo.


= m/v = g/cm3

TRABAJO PRÁCTICO DE AULA II:

Magnitudes, Múltiplos, Submúltiplos. Notación Científica

1 - Expresar las siguientes cantidades en km:

a. 0,0934dam:

b. 348,32dm:

c. 1,468hm:

d. 8,302mm:

e. 1.200.000cm

2 - Si se informa que de los 167,5m de cinta de recibidos se han usado 4,8 dam, calcular

la longitud de cinta que queda y expresar el resultado en m, cm y mm.

3 – a. La distancia que existe entre el Sol y la Tierra es de 150.000.000km. Expresar

dicha distancia en m y hm.

b. Expresar el radio del ión Na (0,097 nm) en pm, cm y m.

(1picómetro = 1 pm = 10-12 m).

4 - Resolver y expresar cada resultado en km, m y mm:

a. 34,6cm + 0,073m + 21,05dm =

b. 27,41hm + 127,205m =

c. 4,83km + 62,56m + 5.345dm =

d. 899dm - (0,0045m + 2,202mm) =

5 - Expresar las siguientes cantidades en cm2:

a. 46,02m2

b. ¾ hm2


c. 0,039dam2

d. 0,0000036km2

e. 1,011mm2

6 - Las dimensiones de un campo son de 60hm de largo, por 150m de ancho.

a. Expresar la superficie del mismo en m2

b. Sabiendo que una hectárea (ha) es igual a 10.000 m2, expresar el resultado en

ha

7 – Expresar las siguientes cantidades en cm3:

a. 0,376mm3:

b. 1.235dm3:

c. 0,000302hm3:

d. 0,25dam3:

e. 0,0021km3:

8 - Expresar las siguientes cantidades en litro:

a. 36cm3:

b. 56,7mL:

c. 1,87m3:

d. 567,4dm3:

e. 0,007kL:

9 - ¿Qué volumen hay que agregar a las siguientes cantidades para obtener 10litros?

a. 6,87cL:

b. 0,00836hL:

c. 45,3cm3:

10 - Expresar las siguientes cantidades en g:

a. 28hg:

b. 0,00836mg:

c. 45,7g:

d. 120ng:

e. 0,0087Tn:


11 - Expresar las siguientes temperaturas en grados centígrados ó Kelvin según

corresponda:

a. 356°C:

b. 38K:

c. -36°C

d. 176K:

e. 25°C

12- La temperatura del nitrógeno líquido es de 77 K. ¿A cuántos grados centígrados

equivale?

13- ¿Qué temperatura es más baja: 146 K ó -73 ºC?

14- Expresar las siguientes cantidades en horas:

a. 3.600s:

b. 120min:

c. 4 días:

d. 2 meses.

e. 320min:

15- Expresar las siguientes cantidades en notación científica:

a. 3.600.000 glóbulos rojos.

b. 0,00000063g:

c. 0,00000000000012cm:

d. 0,000000000000000000000000000000000634Kg:

e. 279.400.000.000.000.000.000.000mm:

16- La densidad del vinagre es de 1,0056g/cm3. ¿Cuál es la masa de 3L de vinagre?

17- El bromo es un líquido color café rojizo. Calcule su densidad (en g/mL) si 586g de la

sustancia ocupan 188mL.

18- Para la determinación de la densidad de una barra metálica rectangular, un estudiante

hizo las siguientes mediciones: longitud; 8,53cm; ancho, 2,4cm; altura, 1,0cm; masa:

52,7064g. Calcule la densidad del metal con el número correcto de cifras

significativas.


Tema 2:

MATERIA Y ENERGÍA

MATERIA

Concepto de materia, cuerpo y sustancia

Al observar el mundo que nos rodea notamos la presencia de objetos que nos

ocasionan diferentes sensaciones y que se denominan cuerpos.

Un banco, un pizarrón, una silla, un trozo de tiza, el agua contenida en un

vaso, etc., son ejemplos de cuerpos.

El examen de diversos cuerpos existentes, nos muestran algunas características

coincidentes en todos ellos: tienen masa, ocupan un lugar en el espacio (volumen), son

impenetrables, son divisibles, etc. Estas características generales de los cuerpos se

deben a un componente común a todos ellos que es la materia. Por eso, suele definirse a

los cuerpos como una porción limitada de materia.

Además, observamos que hay distintas clases de materia, diferenciables entre sí por

su color, olor, estado físico, textura, aspecto, sabor, etc. A cada una de estas clases de

materia se la denomina sustancia y tienen características propias que se llaman

propiedades.

Ejemplos de sustancias son el vidrio, el hierro, la sal, el azúcar, etc.

Estados de agregación de la materia

La gran cantidad de sustancias diferentes que existen en el Universo pueden

encontrarse en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Las

características de cada uno se resumen en la siguiente Tabla:


Tabla 7. Estados de agregación de la materia.

Para explicar estos estados se utiliza la denominada teoría molecular, que está

basada en los siguientes supuestos:

a - La materia está formada por moléculas que están en movimiento continuo.

b - Entre las moléculas hay fuerzas de atracción que las aproximan, denominadas

fuerzas de cohesión o fuerzas de Van der Waals, y fuerzas que tienden a separarlas,

denominadas fuerzas de repulsión.

c - Cuanto mayor es la fuerza de cohesión, las moléculas están más próximas entre sí

y, en consecuencia, su movimiento es menor.

En función de esta teoría, es posible formular modelos para los gases, los líquidos y

los sólidos.

Los gases

Mediante la observación de los gases, se puede deducir que las moléculas de ellos

están en continuo movimiento de traslación. Así, si se considera el gas que se utiliza

como combustible en las cocinas, se ve que al abrir la llave rápidamente se percibe el

olor, lo cual indica que las moléculas se trasladan hasta las fosas nasales; es decir, que

están en movimiento de traslación y se expanden.

Aplicando la teoría molecular se puede afirmar el siguiente modelo para los gases:

a - Las moléculas están en continuo movimiento de traslación rectilínea y de rotación

sobre su eje.

b - Las fuerzas de cohesión son muy débiles, prevaleciendo las fuerzas de repulsión y,

por lo tanto, las moléculas son independientes unas de otras y se separan fácilmente, por

lo que ocupan un volumen cada vez mayor. Esto se llama expansibilidad.

c - En el caso de que un gas esté encerrado en un recipiente, las moléculas en su

movimiento chocan entre sí y contra las paredes, originando una presión.


d - Si el recipiente presenta pequeños poros, algunas moléculas escapan por ellos, lo

cual se denomina efusibilidad.

e - Si se ponen en contacto dos gases, las moléculas de uno se mezclan rápidamente

con las del otro y viceversa. Este fenómeno recibe el nombre de difusión.

Los líquidos

Se sabe que los líquidos tienen un determinado volumen, son móviles, fluyen y

modifican su forma con gran facilidad por la acción de fuerzas externas.

Utilizando la teoría molecular, se da siguiente explicación a este hecho:

a - Las fuerzas de cohesión entre las moléculas son mayores que en los gases y se

equilibran con las fuerzas de repulsión; por lo tanto, los espacios entre ellas son

relativamente mucho menores y, en consecuencia, se mueven a menor velocidad.

b - La intensidad de las fuerzas de cohesión no permite que las moléculas se separen,

por lo cual el volumen se mantiene constante.

c - Las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras; por ello, los líquidos fluyen y se

derraman modificando su forma.

d - La atracción de la gravedad sobre las moléculas, junto con la posibilidad de

deslizarse, determina que ocupen los espacios inferiores de los recipientes que los

contienen, cualesquiera sean sus formas.

e - El movimiento continuo de las moléculas hacen que choquen entre sí y con las

paredes del recipiente, ejerciendo una presión sobre éstas.

f - Las moléculas de la superficie de los líquidos sólo son atraídas por las del interior

de los mismos, por lo que forman una especie de película o membrana. Este fenómeno se

denomina tensión superficial.

Los sólidos

Los cuerpos en estado sólido se caracterizan por mantener su volumen y conservar

su forma. Esto se puede explicar por medio de la teoría molecular del siguiente modo:

a - Las fuerzas de cohesión son muy intensas y prevalecen sobre las fuerzas de

repulsión, los espacios intermoleculares muy pequeños y, en consecuencia, las moléculas

carecen de movimiento de traslación.

b - Al no tener movimiento molecular de traslación, la forma permanece constante al

igual que el volumen.

c - Las moléculas o partículas constituyentes ocupan posiciones fijas y sólo realizan

movimientos vibratorios alrededor de un punto fijo.


d - Las partículas están distribuidas en forma ordenada en todas las direcciones del

espacio, adoptando formas geométricas determinadas (cubo, prisma, etc.). Esto se

denomina estructura cristalina. Además, si el cuerpo mantiene la forma externa

poliédrica, se llama cristal.

Cambios de Estado de la materia

Es conocido por todos que una misma sustancia puede encontrarse en cualquiera

de los tres estados (sólido, líquido y gaseoso), según se le entregue o quite energía en

forma de calor.

Aplicando la teoría molecular antes expuesta se encuentra una explicación

aceptable a ésto:

- Fusión

Si a un sólido, cuyas moléculas se hallan vibrando en un punto fijo, se le suministra

calor, dichas moléculas se moverán con mayor amplitud, luego saldrán de sus posiciones

y empezarán a moverse en forma independiente, transformándose en un líquido. Este

cambio del estado sólido al líquido recibe el nombre de fusión.

Durante esta transformación, todo el calor provisto a la sustancia es absorbido por

las moléculas que lo utilizan para aumentar su movimiento, mientras que la temperatura

permanece constante. Esta temperatura recibe el nombre de punto de fusión, el cual es

constante y característico para cada sustancia.

- Vaporización

Si al líquido obtenido se le sigue proveyendo calor, sus moléculas se moverán más

rápidamente y comenzará a subir la temperatura del mismo. Algunas de las moléculas,

ubicadas en la superficie libre de dicho líquido, absorberán energía cinética suficiente

como para escapar de las otras y transformarse en vapor. Este pasaje lento de las

moléculas superficiales del líquido al estado gaseoso (vapor) recibe el nombre de

evaporación.

Si se sigue calentando el líquido, la energía calorífica que se le proporciona se

transforma en energía cinética y todas las moléculas llegan a tener energía suficiente

como para pasar rápidamente al estado gaseoso en diferentes puntos de la masa líquida.

Estas moléculas en estado de gas poseen menor densidad que el líquido y ascienden

formando burbujas: es entonces cuando el líquido hierve. Este pasaje rápido de las

moléculas de toda la masa líquida del estado líquido al gaseoso, se llama ebullición.


Mientras sucede este cambio, la temperatura no se modifica sino que permanece

constante, y se denomina punto de ebullición; propiedad intensiva para cada sustancia.

Como se observa, el pasaje del estado líquido al gaseoso puede efectuarse por

evaporación o por ebullición, denominándose en general vaporización.

Los cambios de sólido a líquido y de éste a gas, ocurren cuando se suministra

energía calorífica a las sustancias, pero también suceden en orden inverso cuando se le

quita dicha energía y disminuye la temperatura.

- Licuefacción

En un gas, las moléculas se encuentran en permanente movimiento de traslación

desordenado pero, al disminuir la temperatura, o sea, quitarle energía, disminuye la

velocidad de las moléculas que entonces se aproximan entre sí, manifestándose más las

fuerzas de cohesión intermoleculares hasta transformarla en una masa líquida. Este

cambio del estado gaseoso al líquido se denomina licuefacción.

Se denomina licuación si un gas pasa del estado gaseoso al estado líquido debido

a un aumento de la presión, generalmente acompañado de una disminución de la

temperatura; y, se lo denomina condensación al proceso por el cual se produce el pasaje

debido exclusivamente a una disminución de la temperatura.

- Solidificación

Al quitarle energía a un líquido, sus moléculas se mueven cada vez más lentamente

hasta quedar oscilando alrededor de un punto fijo; entonces, adquieren las características

propias de los sólidos. Esta transformación del estado líquido al sólido recibe el nombre

de solidificación y durante este proceso la temperatura permanece constante y se

denomina punto de solidificación. Este punto, en cada sustancia, coincide con el punto

de fusión.

- Sublimación

Además de los cambios antes señalados, en algunas sustancias, como el yodo, la

naftalina y el alcanfor, se observa el pasaje directo del estado sólido al gaseoso y

viceversa, sin pasar por el estado líquido. Este doble proceso se identifica con el nombre

de sublimación.

Hasta ahora, se ha mencionado como única causa de los cambios de estado, la

adquisición o pérdida de energía calorífica, pero es importante señalar la influencia que

puede ejercer la presión que soportan las sustancias, pues su aumento o disminución


provoca el acercamiento o el alojamiento de las moléculas entre sí, con la consiguiente

acción sobre el estado físico.

La influencia de la presión exterior resulta muy evidente en los procesos de licuación

y vaporización. Así, por ejemplo, el aire sometido a altas presiones y bajas temperaturas

se transforma en aire líquido; el agua hierve a menos de 100ºC de temperatura cuando la

presión atmosférica es más baja de lo normal, como sucede cuando se asciende una

montaña.

En suma:

El estado de agregación de una sustancia depende de la temperatura y la

presión a la que se encuentre dicha sustancia.

En el siguiente gráfico puede observar los cambios de estado de la materia:

Figura 1. Cambios de estado.

Propiedades de la Materia

Los atributos o cualidades de la materia o sustancias se conocen con el nombre de

propiedades. Estas propiedades se pueden clasificar en dos grupos:


- Propiedades Intensivas

Se denominan así a las propiedades que no dependen de la cantidad de materia

que se esté analizando. Entre ellas podemos mencionar: punto de fusión, punto de

ebullición, densidad, índice de refracción, calor específico, etc., que al ser establecidas en

las mismas condiciones, tienen valores definidos y constantes para cada sustancia y que

suelen denominarse constantes físicas. Estas propiedades permiten diferenciar las

distintas sustancias con mucha mayor certeza.

Si tenemos 10g de agua pura, a 4°C, y medimos su densidad, ésta será de 1g/ml… si

tenemos 1Tn, a la misma temperatura… su densidad será la misma!!!

Los caracteres organolépticos también suelen considerarse propiedades

intensivas, pero frecuentemente no sirven para determinar la identidad de una sustancia.

Por ejemplo, la sal y el azúcar son blancas, tienen brillo y pueden tener

aproximadamente la misma granulometría, pero son sustancias muy distintas, o no?

- Propiedades Extensivas

Además de las propiedades intensivas, hay otras que sí dependen de la masa con

que se cuenta, como es el caso del volumen, peso, superficie, capacidad calorífica, etc. A

estas propiedades se les da el nombre de extensivas, resultando obvio que no permiten

identificar una sustancia diferenciándola de otras.

Se puede tener el mismo volumen de agua que de éter, o igual peso de sal que de cal,

o la misma superficie de hierro que de madera, a pesar de ser sustancias distintas.

SISTEMAS MATERIALES

La observación del mundo circundante nos muestra una realidad compleja e

intrincada. Pensemos solamente en lo que se encuentra en nuestra aula: personas, aire,

pizarrón, tizas, bancos, sillas, escritorios, paredes, ventanas, vidrios, puerta, etc. Y, si

ampliamos nuestra consideración fuera de este establecimiento educativo, veremos

plantas, más personas, automóviles, más edificios, animales, etc., o sea que la

complejidad aumenta rápidamente.


Es evidente que resulta imposible estudiar en forma simultánea todo lo que nos

rodea. Necesitamos aislar, de modo real o imaginario, un conjunto de objetos, o uno de

ellos o una fracción para su estudio detenido y minucioso. Así, analizamos el agua de un

vaso, un lápiz, un borrador, un cubito de hielo, la sal de mesa, el aceite, el aire de esta

habitación, el alcohol, un trozo de granito, una porción de arena, un pedazo de madera…

Cada una de estas porciones del Universo posee una organización más o menos

intrincada, pero siempre compleja y constituye un sistema.

Dichos sistemas se caracterizan por ocupar un lugar en el espacio y por estar

dotados de masa, es decir, por estar compuestos de materia. Esto determina que las

porciones mencionadas, cuando son sometidas a un estudio experimental, reciban la

denominación de sistemas materiales.

Entonces, podemos definir:

Sistema Material es toda porción del Universo que se aísla, real o

imaginariamente, para su estudio.

Los Sistemas Materiales pueden clasificarse según:

Su relación con el medio: abiertos, cerrados y aislados.

Su composición: homogéneos y heterogéneos.

Según su relación con el medio:

Sistemas Abiertos

En los mismos se produce transferencia de masa y de energía entre el sistema y el medio

o viceversa.

Ejemplos? Una olla con agua caliente, sin tapa.

Sistemas Cerrados

En estos sistemas solo se produce el intercambio de energía entre el sistema y el medio o

viceversa.

Ejemplos? Una bolsa de agua caliente.


Sistema Aislado

En este caso, no hay pasaje ni de masa ni de energía del sistema al medio y viceversa.

Ejemplos? Un termo con agua caliente.

Según su composición:

Sistemas Homogéneos

Si consideramos el agua destilada y tomamos cualquier porción de una muestra de

la misma, podemos observar que posee las mismas propiedades intensivas en todas sus

partes, es decir, tiene el mismo punto de fusión, densidad, índice de refracción, etc. Así, el

agua destilada pertenece a los sistemas denominados homogéneos, los cuales se

caracterizan por estar constituidos por una sola fase.

Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar continuidad cuando se la

observa a simple vista, al microscopio y aún, al ultramicroscopio.

Otros ejemplos? Azúcar, aceite, sal de mesa, agua de mar filtrada, nafta, agua azucarada, etc.

Sistemas Heterogéneos

Hay otros sistemas en los que las propiedades intensivas son diferentes según la

porción que se examine. Estos sistemas se llaman sistemas heterogéneos y están

formados por dos o más fases (bifásicos, trífásicos o polifásicos), que pueden presentar

cualquiera de los tres estados físicos. La superficie de separación entre las fases

(interfase) es evidente y bien definida. Los sistemas heterogéneos están constituidos por

sistemas homogéneos agrupados, pues cada fase, si es separada de las demás, forma un

sistema homogéneo.

Ejemplos? Vino con borra, agua con aceite y granito (roca formada por cuarzo, mica y

feldespato)

Métodos de Separación de Sistemas Materiales

- Separación de Fases de un Sistema Heterogéneo

Las fases que forman un sistema heterogéneo se pueden separar unas de otras

utilizando procedimientos adecuados para cada caso:


Cuando el sistema está formado por una fase líquida y otra sólida, como agua y arena,

se lo deja cierto tiempo en reposo para que sedimente la arena y luego se separa el agua,

trasvasándola con cuidado a otro recipiente o succionándola con pipeta o sifón.

En el caso de que se trate de dos líquidos no miscibles, como agua y aceite, se utiliza

una ampolla de decantación. Se coloca el sistema dentro de la ampolla y se lo deja en

reposo hasta que se separen los líquidos (el agua ocupa la parte inferior, por ser más

densa). Luego, al abrir la llave se deja salir el agua, debiendo cerrar el paso cuando está

por pasar el aceite. Esta operación que permite separar sistemas sólido-líquido o líquido-

líquido de diferente densidad, se denomina decantación.

. Figura 2. Filtración de sólidos. Figura 3. Ampolla de decantación.

Algunos sistemas están formados por una fase líquida en cuyo interior hay partículas

sólidas en suspensión, como por ejemplo el agua turbia de un charco. En este caso se

puede proceder de dos modos distintos:

a – Se hace pasar el sistema líquido-sólido a través de una superficie porosa, llamada

filtro, generalmente colocada dentro de un embudo. Las partículas sólidas son

retenidas por el filtro porque tienen un diámetro mayor que los poros. Como filtro es

muy utilizado un papel poroso, denominado papel de filtro, aunque también se utiliza

arena, algodón, polvo de carbón, telas especiales, lana de vidrio, porcelana, amianto,

etc. Este procedimiento se llama filtración.


Figura 4. Filtración.

b - En otras ocasiones, primero se precipitan las partículas sólidas y luego se hace

una decantación.

Para acelerar la sedimentación de dichas partículas se las somete a la acción de la

fuerza centrífuga: el sistema se coloca en tubos cónicos que giran a gran velocidad

dentro de aparatos llamados centrífugas, lo cual determina que las partículas, por ser

más densas, precipiten, ocupando el fondo de dichos recipientes. Este procedimiento

recibe el nombre de centrifugación. Una vez lograda la separación de fases, se

realiza la decantación del líquido.

Figura 5. Centrifugadora.

En el caso de sistemas cuyas fases son sólidas, se opera de diferentes maneras,

según las características que se presenten:

a - Cuando una de las fases se encuentra dividida en trozos bien diferenciables, estos

se pueden separar tomándolos con una pinza. Es el caso de extraes trozos de mármol

mezclados en arena. Este método se denomina tria.

b - Si las partículas que forman cada fase sólida tienen diferente tamaño, se coloca el

sistema material sobre una malla de metal o plástico (tamiz), se sacude y entonces las

partículas de menor diámetro atraviesan la malla, mientras que la de mayor tamaño

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quedan retenidas. El procedimiento se llama tamización y como ejemplo se puede

señalar la separación del canto rodado, de la arena.

Figura 6. Tamices y tamización.

c - Cuando los sólidos tienen diferente densidad, tal como una mezcla de arena y

corcho, se agrega un líquido que tenga una densidad intermedia con respecto a ellos,

como el agua. El corcho flota y la arena se deposita en el fondo. Este método se

denomina flotación.

d - En el caso de que una de las fases sea soluble en un determinado solvente y la

otra no, como en el caso de la mezcla de arena y sal, se agrega agua, se agita para

asegurar la disolución de la sal, y se procede a filtrar, separando la arena del agua

salada. Este procedimiento se denomina disolución.

Luego, por evaporación se separa la sal del agua.

e - Si los sólidos tienen diferente densidad, como la arena y oro, se hace circular una

corriente de agua que arrastra la mezcla a través de canales; entonces, las pepitas

metálicas (más densas) sedimentan, mientras que la arena se mantiene en

suspensión. Esta forma de separación de fases recibe el nombre de levigación.

f - Cuando uno de los sólidos está compuesto por hierro, se puede separar la mezcla

acercándole un imán. Este método se llama separación magnética. Así, en el

proceso de fabricación de la harina, una de las operaciones previas consiste en

apartar de los granos de trigo pequeños trozos metálicos (clavos, alambres, etc.),

haciéndolos pasar por un campo magnético.

Todos los procedimientos antes mencionados, también se denominan métodos

separativos.


Como se observa en los ejemplos, los métodos separativos que se utilizan varían de

un caso a otro, según las propiedades de las fases que forman el sistema, como por

ejemplo el tamaño de las partículas, su densidad, la solubilidad, etc.

En un sistema heterogéneo, cada una de las fases que lo integran, después de ser

separadas constituyen sistemas homogéneos.

Fraccionamiento de Fases en un Sistema Homogéneo

Entre los sistemas homogéneos debemos diferenciar aquellos que están

constituidos por una sustancia pura (agua destilada, cloruro de sodio), de otros que

están formados por dos o más sustancias (agua salada) y que se denominan soluciones.

En estas últimas es posible separar las sustancias que las componen, es decir, proceder

al fraccionamiento del sistema homogéneo.

Para fraccionar una solución es necesario escoger el método más apropiado para

cada caso:

a - Cuando un sistema está formado por una sustancia sólida disuelta en otra líquida,

como el agua salada, para separar el agua de la sal, se realiza una destilación

simple.

Para ello se usa un aparato constituido por un balón con tubo de desprendimiento, un

termómetro, un refrigerante y un recipiente colector.

En el balón se coloca el agua salada y luego se calienta hasta ebullición. Los vapores

de agua que se forman ascienden y salen por el tubo de desprendimiento. Al chocar

con la superficie fría del refrigerante se condensan, cayendo gota a gota como agua

líquida en el recipiente colector. Como la sal no se vaporiza queda retenida en el

balón, y de ese modo se separa el agua de la sal.

En consecuencia:

La destilación comprende, primero, la vaporización de un líquido y luego, la

condensación de los vapores por enfriamiento.


Figura 7. Destilación simple.

b - Cuando se desea separar líquidos volátiles con diferentes puntos de ebullición, se

utiliza un procedimiento llamado destilación fraccionada.

Figura 8. Destilación fraccionada.

Aquí, el balón que contiene la solución cuyos componentes se desean separar, posee

una columna de fraccionamiento adosada a su boca. Dicha columna se construye de

tal forma que tenga un gran área superficial, como por ejemplo conteniendo perlas de

vidrio en su interior. Así, puede producirse una gran condensación del componente

menos volátil dentro de ella. La columna está más fría en la parte superior que en la

base. Con el tiempo, el vapor llega a la parte superior de la columna y casi todo el

componente menos volátil se condensa y desciende por la columna. El componente

más volátil pasa al condensador donde se licúa y se deposita como destilado casi puro

en el recipiente colector. Mientras más larga sea la columna y mejor empacada esté,

más eficiente será la separación.

De este modo es posible separar, por ejemplo, agua y acetona, cuyos puntos de

ebullición son, respectivamente, 100º C y 56º C. Esta técnica es muy usada en el

laboratorio y en la industria del petróleo, del alcohol, etc.

c - En ciertas ocasiones, como para separar los pigmentos de una solución coloreada,

se utiliza una técnica denominada cromatografía. Este método admite diferentes

variantes, siendo una de las más usadas la cromatografía de partición sobre papel.


Consiste en una tira de papel de filtro suspendida en un recipiente, cuya extremidad

inferior está sumergida en un solvente orgánico (éter de petróleo, butanos, etanol,

etc.). La muestra a analizar se deposita sobre el papel próxima al solvente. Esta

asciende por capilaridad y arrastra las sustancias que forman la muestra, las cuales

van alcanzando distintas alturas de acuerdo con su masa molecular, afinidad con el

solvente, etc. De ese modo se logra la separación de los diferentes componentes de

una solución.

d - En el caso de que los componentes de un sistema sean solubles en un mismo

solvente a la temperatura de ebullición, pero uno de ellos es insoluble o poco soluble

en frío, se procede a realizar una cristalización, la cual consiste en disolver el sistema

en el solvente hirviendo y luego, se deja enfriar.

De esta forma, el componente menos soluble se cristaliza y sus cristales se separan

por filtración.

Figura 9. Cristalización.

Las técnicas que permiten separar los componentes de una solución como la

destilación simple, destilación fraccionada, la cromatografía y la cristalización fraccionada,

reciben la denominación de métodos de fraccionamiento.

Soluciones y sustancias puras

De acuerdo con lo que se ha expresado, si se aplica un método de fraccionamiento

adecuado a una solución, se obtienen porciones o fracciones que tienen propiedades

intensivas distintivas entre sí y con relación a dicha solución. Cada una de esas fracciones

corresponde a una sustancia diferente.

Entonces se puede afirmar que:

En cambio, si se trata de fraccionar una sustancia pura, no hay posibilidades de

hacerlo. Todas las porciones que se obtienen presentan las mismas propiedades

intensivas. Por lo tanto:

Solución es todo sistema homogéneo fraccionable


Cuando en un recipiente se encuentra una sustancia pira, todas las moléculas tienen

la misma composición. Así, una muestra de agua es pura si todas las moléculas que la

forman están constituidas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por el

contrario, si además de moléculas de agua hay otras compuestas por un átomo de cloro y

otro de sodio (cloruro de sodio) el agua no es pura, pues contiene sal y entonces es agua

salada.

Por lo tanto:

En resumen:

Tabla 8. Sustancias puras y soluciones.

Clasificación de las Sustancias Puras

Al examinar las sustancias puras podemos distinguir dos clases:

a – Aquellas que se pueden descomponer en otras más simples, como el agua que

origina oxígeno e hidrógeno, o el dióxido de carbono que se descompone en carbono y

oxígeno. Estas sustancias reciben la denominación de sustancias compuestas.

B – Otras, como el oxígeno, el hidrógeno, el hierro, no se pueden descomponer y se

las llama sustancias simples.

En síntesis:

Sustancia Pura es todo sistema homogéneo no fraccionable

Una sustancia es pura cuando todas las moléculas que la

constituyen son iguales


Tabla 9. Sustancias simples y compuestas.

Elementos y Símbolos

En la actualidad se conocen cerca de tres millones de sustancias químicas

diferentes. De ellas, sólo un centenar son sustancias simples; las restantes, son

compuestas. Tanto las sustancias compuestas como las simples se forman a partir de

unidades químicas fundamentales que se denominan elementos químicos.

Así, el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, el óxido de hierro

por oxígeno y hierro, la sal común por cloro y sodio, el oxígeno por oxígeno, el hidrógeno

por hidrógeno, etc. Como podemos observar, las sustancias simples se designan

generalmente con el mismo nombre del elemento que las origina.

Los elementos químicos conocidos son 105, de los cuales 92 son naturales y los

restantes artificiales, es decir, obtenidos por el hombre en el laboratorio.

A cada elemento se le asigna un nombre y se representan por medio de

abreviaturas convencionales, llamadas símbolos. Los nombres con que se designan los

distintos elementos se deben a diversas razones: alguna propiedad importante del

elemento, el nombre del país del cual es originario o donde ha sido descubierto, el astro al

que han sido dedicados, en homenajes a destacados investigadores, etc.

Los símbolos actuales fueron introducidos por el químico sueco Jöns Jacob

Berzelius en el siglo XIX. Estas abreviaturas se forman con la inicial en mayúsculas del

nombre griego o latino, seguida por una minúscula cuando es necesario diferenciarlo de

otro con la misma inicial. Así, el símbolo del carbono es C; del cobre, Cu; del cobalto, Co;

del calcio, Ca; del cesio, Cs; del nitrógeno, N; del sodio, Na; del niquel, Ni; etc.

En el caso de elementos cuyos nombre comienza con la letra A, se ha establecido

que el símbolo esté formado por dos letras para diferenciarlos de símbolos usados con

otros fines (argón, Ar; astato, At; aluminio, Al; americio, Am; plata, Ag; oro, Au; arsénico,

As). También en la actualidad se ha convenido que todo nuevo elemento que se obtenga

esté formado por dos letras (laurencio, Lw; kurchatovio, Ku; hafnio, Hf).

Al examinar las propiedades de los distintos elementos químicos, se ha observado

que pueden clasificarse en tres grandes grupos, a saber: metales, no metales y gases

inertes.

Las principales propiedades físicas y químicas de cada grupo se resumen en el

siguiente cuadro:


Tabla 10. Propiedades de Metales, No metales y Gases nobles.

Alotropía

El estudio de algunas sustancias simples, como el diamante y el grafito, arroja

resultados insospechados: el primero es transparente, incoloro y muy duro (puede rayar y

cortar al vidrio), mientras que el segundo es negro, opaco y blando (hace trazos en el

papel); es decir, presentan propiedades muy diferentes. Sin embargo, al analizar su

composición se observa que ambos están construidos solamente por átomos de carbono.

El diamante y el grafito, por ser dos sustancias simples diferentes, sólidas,

constituidas por átomos de carbono reciben la denominación de variedades alotrópicas

del elemento carbono.

Existen otras variedades alotrópicas del carbono, como por ejemplo el fulereno.

Como puede apreciarse en la Figura 10, los distintos alótropos se diferencian en la forma

en que están enlazados los átomos de carbono:

Figura 10. Variedades alotrópicas del carbono.


Otro caso de alotropía lo constituyen el oxígeno y el ozono, que son dos sustancias

simples, gaseosas, con propiedades diferentes, pero formadas ambas por átomos de

oxígeno. La diferencia entre ellas está dada por el hecho de que las moléculas de oxígeno

están constituidas por dos átomos, mientras que las de ozono lo están por tres átomos de

oxígeno. Por lo tanto, el oxígeno y ozono son formas alotrópicas del elemento oxígeno.

También el azufre presenta dos variedades alotrópicas que son el azufre prismático

y el azufre octaédrico, al igual que al fósforo, que se encuentra en la Naturaleza como

fósforo blanco o fósforo rojo.

Son muy pocos los elementos que determinan la formación de sustancias simples

diferentes, en el mismo estado de agregación y constituida por la misma clase de átomos,

es decir, que presentan la propiedad denominada alotropía. De acuerdo con lo que se ha

señalado, esta propiedad se debe a la disposición que adquieren los átomos en el espacio

o al número de ellos que forman las moléculas.

En síntesis, podemos afirmar que:

TRABAJO PRÁCTICO DE AULA III:

Sistemas Materiales

1 – Clasifique los procesos siguientes como químicos o físicos:

a. Enmohecimiento de una puerta de hierro.

b. Fusión del hielo.

c. Quemar una astilla de madera.

d. Digestión de una papa horneada.

e. Disolución de azúcar en agua.

2- Indicar cuáles de los siguientes sistemas son soluciones y cuáles sustancias puras:

a. agua salada

b. granito

c. óxido cúprico

d. mercurio

e. bromo

f. aire

g. atmósfera

h. agua destilada

Alotropía es la propiedad que poseen ciertos elementos químicos de

formar sustancias simples diferentes.


3 - Indicar cuáles de las siguientes son sustancias simples y cuáles compuestas:

a. agua

b. cloruro de sodio

c. oxígeno

d. azufre

e. hierro

f. óxido férrico

g. sulfato cúprico

h. ozono

4 - Indicar sobre las flechas los cambios de estado que se producen:

Hielo Agua Vapor de agua

5 - Si el Punto de Fusión (P.F.) de una sustancia es de 30 C, ¿en qué estado estaría

dicha sustancia a temperatura ambiente (25 C)? Justificar la respuesta.

6 - Una sustancia que posee: Punto de Ebullición (P.E.)= 357C y Punto de Fusión

(P.F.)= -38,9 C es colocada a 300 C. ¿Cuál es el estado de agregación de dicha

sustancia a esa temperatura?

7 - Clasificar los siguientes enunciados como sistemas homogéneos (H) o sistemas

heterogéneos (E):

a. arena y corcho

b. agua y azúcar

c. agua y gasoil

d. trozos de hierro y arena

e. granito

f. vapor de agua

g. leche

h. agua de mar

8 - En los siguientes sistemas ¿cuántas y cuáles son las fases y cómo podría separarlas?

a. barro_____________________________________________________________


b. sal disuelta en agua __________________________________________________

c. aserrín y talco_______________________________________________________

d. alcohol y agua_______________________________________________________

9- Una bombilla de luz incandescente funciona debido al flujo de energía. ¿El foco

convierte toda la energía eléctrica en luz? Observe el funcionamiento de la bombilla y

explique lo que ocurre en términos de la Ley de conservación de la energía.

10- En un vaso de precipitados se colocan arena, parafina y azúcar de mesa y se agitan.

¿Es la combinación resultante una mezcla? Si es así, ¿Qué tipo de mezcla? Diseñe un

experimento mediante el cual pueda separar la arena, la parafina y el azúcar.


Tema 3

EL ÁTOMO

Introducción

Sabemos que la materia está formada por partículas extraordinariamente

pequeñas, pero, ¿cómo son dichas partículas? ¿Cómo es su estructura interna? En este

tema daremos respuesta a estas preguntas. Además queremos que aprenda a

reconocer las propiedades de los elementos, así como su clasificación, para que pueda

predecir su comportamiento.

El átomo. Modelos Atómicos

El átomo es la menor porción de materia capaz de combinarse. Es invisible a

nuestros ojos. Entonces, ¿cómo cree que los científicos pueden conocer su estructura

y funcionamiento? ……………………………………………………………………………….

Ya, en la antigüedad, los griegos pensaban acerca de la naturaleza de la materia.

Demócrito (460-370 a.C.) sostenía que la materia estaba constituida por pequeñas

partículas indivisibles, que llamó átomos (―átomo‖ significa indivisible o inseparable).

Sin embargo su pensamiento no fue considerado hasta que 2000 años después, en el

siglo XVII, John Dalton (1766-1844) retomó el estudio del átomo, y propuso su

Teoría Atómica. Incorporó a la Química el concepto filosófico de que la materia es

discontinua, y está constituida por minúsculas partículas indestructibles denominadas

átomos. A partir de allí, desarrolló un conjunto de hipótesis que fueron publicadas en

1808 y que se conocen como teoría atómica de Dalton.

Las conclusiones de Dalton pueden resumirse en los siguientes postulados:

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas e indestructibles,

llamadas átomos.

2. Las sustancias simples están constituidas por átomos simples.


3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí, principalmente

en su masa, forma y tamaño.

4. Las sustancias compuestas están formadas por átomos compuestos que

resultan de la unión de átomos simples de elementos diferentes.

5. Toda reacción química consiste en una unión o separación de átomos.

6. Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión

y temperatura, contienen igual número de átomos.

La Teoría Atómica de Dalton fue muy importante para el desarrollo de la

Química, pero como consecuencia del conocimiento más profundo de la estructura de

la materia, la terminología e incluso algunos conceptos de la Teoría Atómica de Dalton

han sido superados.

Importantes descubrimientos, como la electricidad y la radioactividad,

permitieron a los fisicoquímicos del siglo XIX concluir que el átomo está formado por

partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas o fundamentales.

Actualmente los físicos han identificado la existencia de docenas de partículas

elementales, pero, a los efectos de la química, puede considerarse que todos los átomos

están formados por combinaciones distintas de 3 partículas subatómicas, que son: los

electrones, los protones y los neutrones.

Una vez aceptada la existencia de estas 3 partículas subatómicas, el mundo científico tuvo

que afrontar el reto de encontrar la posición de cada una de ellas en el átomo, lo que llevó a la

elaboración de varios modelos atómicos que se han ido sucediendo desde finales del siglo XIX

hasta mediados del siglo XX. Entre ellos, podemos citar, el modelo de Thompson, el modelo de

Rutherford y el modelo de Bohr.

Un modelo es una representación que los científicos hacen de los fenómenos o

procesos para su estudio.

El átomo posee un núcleo o parte central, donde se encuentran los protones y los

neutrones, y, una zona periférica, llamada corteza, donde están ubicados los electrones.

Por lo tanto, si lo ordenamos podemos decir que el átomo está formado por:

El núcleo: en él se concentra casi toda la masa del átomo, es donde encuentran

ubicados los protones y los neutrones.


Protones (p): Tienen carga positiva. Su masa relativa es 1. Se considera como

partícula pesada.

Neutrones (n): No tienen carga eléctrica. Su masa relativa es 1. Su masa es

aproximadamente igual a la del protón.

Corteza electrónica: donde se encuentran los electrones.

Electrones (e): Tienen carga eléctrica negativa. Su masa relativa es tan

pequeña que se considera despreciable (no se tiene en cuenta, ya que es 1840

veces menor que la del protón). Son partículas livianas.

El tamaño del núcleo es sumamente pequeño en relación al tamaño del átomo. Si lo

consideráramos esférico, sería:

diámetro del átomo = 10-8 cm = 0,00000001 cm

diámetro del núcleo = 10-12 cm = 0,000000000001 cm

El diámetro del átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que el diámetro

del núcleo.

Si pudiéramos comparar el tamaño del átomo con una cancha de fútbol, la

cancha sería todo el átomo y el centro de la cancha representaría al núcleo.

El siguiente cuadro es un resumen de las características de las partículas

subatómicas:

Partícula Símbolo Carga Relativa Masa Relativa Masa en gramos

Electrón e - 1 0 Masa protón/1840=

9,1095 x 10-28

Protón p

+ 1 1 1,67252 x 10-24

Neutrón n 0 1 1,67495 x 10-24


Al átomo se lo considera eléctricamente neutro, por lo tanto, por ejemplo, si el

átomo de aluminio, cuyo símbolo es Al, tiene 13 protones, ¿cuántos electrones tendrá?

.........................................................

Al átomo se lo considera eléctricamente neutro y por lo tanto, como las partículas

subatómicas que poseen carga son los protones, con carga positiva, y los electrones, con

carga negativa, podemos decir que el átomo tiene: Igual número de protones que de

electrones.

En consecuencia, el átomo de aluminio tiene 13 electrones.

Valores que identifican a los átomos. Número atómico y número másico.

¿Qué identificará a los átomos de los elementos? ¿Serán todos

iguales? ¿Qué los diferencia? ¿Todos presentan el mismo número d e

protones y de electrones?... . . . . . . . . .

Todo átomo se identifica por dos números:

Número Atómico: Se representa por la letra Z. Es el número de protones que tiene

un átomo.

Z = número de protones = p

Como vimos, el átomo es eléctricamente neutro, el número de protones (Z) señala también el

número de electrones.

p = e

El número atómico (Z) determina las propiedades químicas del elemento.

Ejercicio: Continuemos con el átomo de aluminio, Al, vimos que tiene 13

protones, en consecuencia, ¿cuál es su número atómico? ………………………………………

Respuesta: ¡Muy bien!, su número atómico, Z, es 13.

Número Másico: Se representa por la letra A. Es la suma del número de protones

y el número de neutrones que tiene un átomo.

El número másico es igual a número de protones (Z)+número de neutrones(n)


A = Z + n

El número másico (A) determina las propiedades físicas del elemento.

¿Cómo haría para calcular la cantidad de neutrones que posee el átomo de aluminio, Al,

si le indican que el número másico (A) del aluminio es 27? (usted ya sabe que el número

atómico (Z=13), y que posee 13 protones)…………………………..

Sabiendo el número másico (A) y el número atómico (Z), podemos determinar el

número de neutrones que posee un átomo, ya que A = Z + n, entonces si se despejamos

n0 de la ecuación, tendremos que:

n = A – Z

Para el átomo de aluminio, n= A-Z= 27 – 13 = 14. Por lo tanto, si A= 27, tiene 14

protones.

En síntesis:

El átomo de un elemento se representa:

Por ejemplo, el siguiente esquema representa a un átomo de cloro:

Z = p

p = e

A = Z + n

n = A - Z

Cl3517


Cómo vemos, para el átomo de cloro, Z = 17 y A = 35, esto significa que este

átomo de cloro posee 17 protones (ya que Z = 17), 17 electrones (ya que p = e), y, 18

neutrones (porque n = A – Z).

Isótopos. Alotropía. Atomicidad

¿Los átomos de un elemento tienen que ser todos idénticos o puede haber

diferencias? ………………….

Si tomamos una muestra de un elemento cualquiera, todos los átomos presentes

tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones. Sin embargo, el

número de neutrones (n) puede variar en algunos casos.

¿Alguna vez escucho nombrar el método de carbono-14, que se utiliza para

estimar la edad de los fósiles y de otras materias orgánicas?

Así, por ejemplo, existen átomos de carbono con 5 neutrones, otros con 6, con

7, con 8, con 9 y otros con 10 (aunque todos ellos tienen 6 protones, sino no serían

átomos de carbono). Si los representamos tendríamos:

C11

6 C12

6 C13

6 C14

6 C15

6 C16

6

A estos átomos se los denomina isótopos.

Por lo tanto podemos definir a los isótopos de la siguiente manera:

Los isótopos son átomos que, teniendo el mismo número atómico poseen, sin

embargo, distinto número de neutrones (y por tanto distinto número másico). Se los

denominó isótopos, porque ocupaban el mismo lugar en la tabla periódica, del griego iso =

mismo; topos = lugar.

En la naturaleza, no todos los isótopos se encuentran en la misma proporción.

Siguiendo con el mismo ejemplo, si tomamos una muestra de carbono, el 98,9 % de los

átomos que la integran son C 12 , es decir, la mayoría. Observe que escribimos C 12

sin especificar Z. Esta notación es también frecuente ya que el símbolo C ya nos está


diciendo que se trata del carbono, para el cual siempre se cumple que Z = 6 (si no, no

sería carbono).

Debido a la existencia de los isótopos es que actualmente se lo

define a un elemento químico como un conjunto de átomos con un

mismo número atómico.

¿Cómo se representan los elementos químicos?

Para representar a los elementos los químicos utiliza una representación gráfica y

abreviada de su nombre, llamada símbolos químicos. Por ejemplo:

OXÍGENO HIDRÓGENO CARBONO CLORO

Cuando escribimos el símbolo de un elemento, usamos 1 o 2 letras. Siempre la

primera es mayúscula y, si son 2, la segunda es minúscula. Ejemplo: O, oxígeno; H

hidrógeno; C, carbono; Cl, cloro; Fe, hierro.

Sabía que… el nombre de los elementos provienen de distintos orígenes, por

ejemplo: el cloro es un gas verde amarillento y su nombre deriva de la palabra griega

que significa dicho color; el uranio se vincula con una divinidad romana: Urano; el

Francio recuerda a un país: Francia y, el curio rinde homenaje a los esposos Curie.

Muchos elementos químicos llevan los mismos nombres que las sustancias

simples que forman. Por ejemplo, la palabra hierro puede designar tanto al elemento

químico como a la sustancia simple del mismo nombre.

Cuando se dice el oxígeno es un gas, nos referimos al oxígeno como sustancia

simple, pero cuando se dice el agua está formada por oxígeno e hidrógeno, se refiere

al oxígeno y al hidrógeno como elemento químico.

O H C Cl


Entonces...¡NO CONFUNDIR!

Elemento químico O (oxígeno)

Sustancia simple O2 (oxígeno)

Sustancia simple O3 (ozono)

Como vemos algunos elementos químicos se presentan en la naturaleza en más de una

forma con diferentes propiedades como en el caso de las sustancias simples oxígeno (O2) y

ozono (O3). El oxígeno está formado por dos átomos del elemento oxígeno, mientras que el

ozono está formado por 3 átomos del elemento oxígeno.

A pesar de que el mismo elemento forma las 2 sustancias, las propiedades del

O2 y del O3 son diferentes, el oxígeno (O2) se encuentra en aproximadamente el 21 %

en el aire seco y es indispensable para la vida; mientras que el ozono (O3), es tóxico,

tiene olor picante y se encuentra en pequeñas cantidades en las capas superiores de la

atmósfera. Es decir, que el mismo elemento químico (el oxígeno) da lugar a dos

sustancias simples distintas, llamadas variedades alotrópicas o alótropos. La propiedad

se denomina: alotropía.

Se denomina alotropía a la propiedad que poseen algunos elementos químicos de

presentarse en la naturaleza formando distintas sustancias simples. Las distintas

sustancias simples que forma el mismo elemento se denominan variedades alotrópicas

o alótropos.

Dijimos que la molécula de oxígeno está formada por 2 átomos, mientras que la

molécula de ozono está formada por 3 átomos. La cantidad de átomos que forman una

molécula se llama atomicidad.

La atomicidad es el número de átomos que forman la molécula. Para indicar la

cantidad de átomos que forman una molécula se utiliza un prefijo adecuado, como indica

el siguiente cuadro.

Aunque comparten el mismo

elemento, éste hace

referencia a sustancias

diferentes.


Molécula Cantidad de átomos

Monoatómica

Biatómica (o diatómica)

Triatómica

Tetratómica

Octoatómica

Poliatómica

Uno

Dos

Tres

Cuatro

Ocho

muchos

¿Y qué es una molécula?

Las moléculas se pueden clasificar en:

1 - Simples: cuando están constituidas por átomos iguales. Estas moléculas simples,

a su vez, se pueden dividir en:

a - Monoatómicas: en los casos que están formadas por un solo átomo, como en

los metales y en los gases inertes.

b - Biatómicas: cuando las constituyen dos átomos, como en los gases simples (H2,

N2, O2, F2, Cl2).

c - Poliatómicas: si están constituidas por más de dos átomos, como P4, S8,

etcétera.

Molécula es la menor partícula de una sustancia, formada por uno o más

átomos, que puede existir libre y presenta todas las propiedades de dicha

sustancia.


2 - Compuestas: en aquellos casos en que están formadas por átomos diferentes,

como por ejemplo: H2O (agua), NaCl (cloruro de sodio), CaO (óxido de calcio), CO2

(dióxido de carbono).

Ejercicio: ¿Cuál será la atomicidad del azufre (S8) y del agua H2O?

Respuesta: La atomicidad del azufre (S8) es igual a ocho; en el caso del agua,

constituida por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, su atomicidad es de tres

(triatómica).

Así como un elemento se representa por un símbolo, una molécula compuesta se

representa por unos códigos especiales llamados fórmulas químicas que sirven para

expresar qué átomos forman las sustancias.

Por ejemplo:

AGUA ÁCIDO SULFÚRICO DIÓXIDO DE CARBONO

En las fórmulas químicas figuran:

Los símbolos de los diferentes elementos que constituyen el compuesto, colocados

uno a continuación del otro, ordenados convencionalmente.

Subíndices a la derecha de cada símbolo que indican la cantidad de cada uno de los

átomos de ese elemento que forman el compuesto. Por convención, cuando la

cantidad de átomos es 1, ese número no se escribe.

La fórmula molecular es una abreviada de representar las moléculas de

las sustancias simples y compuestas.

H2O H2SO4 CO2


Masas de átomos y moléculas

Masa atómica relativa (A)

Usted ya sabe lo que es un átomo y cuáles son sus dimensiones, ¿cree que se

podría determinar la masa de un átomo mediante algún instrumento?

Evidentemente la masa de un átomo no se puede medir con ningún

instrumento .

Masa atómica y Peso atómico, a pesar de que son distintos conceptos, se los

utiliza indistintamente.

El número que aparece en la tabla periódica es la masa atómica relativa.

La masa atómica relativa (A) es la masa que posee un átomo comparado con otro,

que se toma como unidad, es decir, que la masa atómica relativa es un número abstracto

que indica cuántas veces es mayor la masa de ese átomo que la unidad de masa

atómica.

En el transcurso del tiempo ha ido cambiando el átomo que se toma como unidad.

A partir de1961 se acordó establecer al átomo de C-12 como patrón internacional único

para definir las masas atómicas. Se define la unidad de masa atómica (representada

como uma) a la 12 ava parte de la masa del átomo de carbono 12.

Si le preguntan que longitud tiene una calle, usted dirá, sin dudarlo, 100 metros.

Pero, ¿que significa? Significa que esa longitud es 100 veces mayor que la que se toma

como unidad, que es el metro. Además cada vez que usted menciona una longitud y

utiliza su unidad como recién, no está pensando cómo se define la unidad. Es decir, no

está pensando esta calle mide 100 veces más que el metro, que se lo define como ―la

longitud del trayecto recorrido en el vacío por la luz durante un tiempo de

1/299.792.458 segundos‖. De la misma forma, si a usted le preguntan cuál es la masa

http://es.wikipedia.org/wiki/Luz

http://es.wikipedia.org/wiki/Segundo_%28unidad_de_tiempo%29


atómica relativa de cualquier átomo, lo único que hará será fijarse en la tabla

periódica y responder; por ejemplo, para el sodio, la masa atómica relativa es 22,9898

uma.

Sabemos los elementos pueden tener varios isótopos. Por ello se lo define a la

masa atómica relativa de un elemento como: el promedio de las masas atómicas relativas

de todos los isótopos que forman ese elemento, teniendo en cuenta sus abundancias

relativas.

Actualmente las masas atómicas relativas se calculan utilizando un aparato

denominado espectrómetro de masa, éste nos brinda información sobre la masa de los

isótopos que forman un elemento y la abundancia relativa de cada uno de ellos.

Si se realiza la determinación de los isótopos del hidrógeno en el espectrógrafo

de masa, se obtienen los siguientes resultados:

Isótopo Peso atómico relativo

(u)

Abundancia relativa

H1

1 1,0078 99.985

H1

2 2,0141 0.01145

H1

3

3,016 7.10-16

Para determinar la Masa atómica relativa debemos usar la siguiente fórmula general:

Donde: Ni= abundancia relativa de cada isótopo


mi= masa atómica relativa de cada isótopo

Para el hidrógeno, la masa atómica relativa es:

Si se conoce la abundancia relativa de los isótopos de un elemento y sus masas

relativas, se puede calcular el peso atómico relativo. De esta forma se han calculado

las masas atómicas relativas que figuran en la tabla periódica.

Aunque el número másico de un isótopo y el número atómico del mismo son

siempre números enteros, la masa atómica relativa del elemento no, porque es la masa

promedio de las masas de sus isótopos.

Ejercicio: Ubique en la tabla periódica al flúor y al estaño y determine la masa

atómica relativa de cada uno de ellos.

Respuesta: flúor, F= 18,9984 uma; Estaño, Sn= 118,71 uma

Masa molecular relativa (M)

Aprendimos a sacar la masa atómica relativa, ahora aprenderemos a determinar la

masa molecular relativa.

Usted sabe que la masa atómica del oxígeno es 16 uma, ¿cómo haría para

determinar la masa molecular relativa de la molécula de oxígeno, que es diatómica,

O2.

¡Excelente!. Multiplicando por 2, ya que la molécula está formada por 2 átomos. Por lo

tanto, la masa molecular relativa del O2 es 32 uma.


Para determinar la masa molecular relativa se debe aplicar la

siguiente fórmula :

cantidad x relativa atómica masa relativo molecular peso o asaM

Veamos un ejemplo, determinemos la masa molecular relativa del agua, H2O:

Átomo Masa atómica

relativa = mi

Cantidad de

átomos en la

molécula de H2O

mi x cantidad

de átomos en

la molécula

Hidrógeno 1 2 2

Oxígeno 16 1 16

Masa molecular relativa =

cantidad x relativa atómica masa 18 u (2+16)

Determine la masa molecular relativa del sulfato cúprico, sal cuya fórmula es:

CuSO4 Le damos una ayudita:

Átomo Masa atómica

relativa = mi

Cantidad de

átomos en la

molécula de

CuSO4

mi x cantidad

de átomos en

la molécula

Cobre 63,5 1 …….

Azufre 32 1 …..

Oxígeno 16 4 ……

Masa molecular relativa =

cantidad x relativa atómica masa

¿La masa molecular relativa del CuSO4 le dio 159,5 uma?


El Mol

Si quisiéramos realizar un experimento en el laboratorio, ¿podríamos trabajar,

por ejemplo, con 5 átomos de cualquier sustancia? Lógicamente, no. Debido a ello

surgió una unidad que me permite medir de manera confiable un número considerable

de átomos (o de otras partículas).

La idea de un número para medir un número considerable de objetos es muy antigua,

por ejemplo, usted está habituado a trabajar con la docena, ¿y que es una docena?, es una

unidad que indica 12 objetos. Si hablamos de 1 docena de huevos, nos referimos a 12 huevos;

si nos aludimos a 1 docena de autos, pensamos en 12 autos.

En química existe una unidad que se utiliza para medir la cantidad de materia que se

llama mol.

El mol es la unidad de cantidad de materia en el SI1 y es aceptada

internacionalmente. El mol se define como la cantidad de materia que contiene tantas

partículas (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como el número de átomos en

12.000 g de C-12 puro. Se ha realizado múltiples experimentos hasta determinar ese

valor, actualmente es:

1 mol = 6,022045 x 1023

Redondeando:

¡¡¡ 6,02 1023 = 602.000.000.000.000.000.000.000 = 602.000 trillones !!!

1 mol de partículas = 6,02 x 1023 partículas

Este número se conoce como Número de Avogadro, NA,en honor a Amadeo

Avogrado (1776-1856).

¿Qué tan grande es el número de Avogadro?

6,02 x 1023 pelotas de fútbol cubrirían toda la superficie de la Tierra hasta una

altura de más de 160 kilómetros.

1 SI = sistema internacional de medidas.


Una pila de papel que tuviese 6,02 x 1023 hojas sería tan alta que llegaría de la

Tierra al Sol, no solamente una vez, sino ¡más de 1 millón de veces!

Siga leyendo… aclararemos el concepto de mol.

Así como cuando hablamos de 1 docena queremos expresar 12, cuando hablamos de

mol, nos referimos 6,02 x 1023.

Por lo tanto:

1 docena de autos = 12 autos

1 mol de autos = 6,02 x 1023 autos

1 docena de naranjas = 12 naranjas

1 mol de naranjas = 6,02 x 1023 naranjas

Como en química trabajamos con átomos, moléculas o iones, expresamos:

1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas

1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos

1 mol de iones = 6,02 x 1023 iones

Cuando en química hablamos de mol, y no aclaramos cuál es la partícula, nos

referimos a mol de moléculas.

Ejercicio: Determine la cantidad de moléculas que hay en 2 moles de neón.

Respuesta: En dos moles de Ne hay 12, 04 x 1023 moléculas de neón, ya que = (6,02 x

1023 moléculas de Ne/ 1 mol) X 2 moles.

Masa Molar

La masa de un mol de átomos es exactamente igual a la masa atómica relativa

expresada en gramos.

La masa de un mol de moléculas es exactamente igual a su masa molecular

relativa expresada en gramos.


Matemáticamente para expresar la masa de un mol de átomos lo único que

debemos hacer es buscar la masa atómica en la tabla periódica y colocarle como

unidad gramos.

Ubique en la tabla periódica al fósforo, P, la masa de 1 mol es 31 g.

¿Cuál es la masa de un mol de átomos de calcio? Muy bien, la masa de un mol

de átomos de calcio es de 40 g.

Usted puede preguntarse cómo puede ser que a pesar de que en ambos casos

hemos trabajado con 1 mol las masas obtenidas sean distintas?

Veamos el cuadro siguiente a modo de ejemplo:

Objeto o

partículas Cantidad Masa total

Naranjas 1 Docena de

naranjas = 12

naranjas

1.200 g ( si cada naranja pesa 100g)

Autos 1 docena de

autos= 12

autos

16.200 kg (si cada auto pesa 1.350

kg)

Autos 1 mol de

autos=6,02 x

1023 autos

6,02x1000000000000000000000000

x 1350 = 8,127 x 1026 kg (si cada auto

pesa 1.350 kg)

átomos

de cloro,

Cl

1 mol de

átomos=6,02 x

1023 átomos

35,5 g

Moléculas

de cloro,

Cl2

1 mol = 6,02 x

1023 moléculas

71 g (35,5 g/mol X 2 mol de átomos)

Moléculas

de agua,

H2O

1 mol = 6,02 x

1023 moléculas

18 g


Podemos concluir que:

a - Masa de un mol de Moléculas: La masa de un mol de moléculas de una sustancia

es igual a la masa molecular relativa de dicha sustancia expresada en gramos.

Así, la masa molecular relativa del agua es 18; luego, la masa de un mol de

moléculas de agua es igual a 18 g. Es decir que 18 g de agua tienen 6,02.1023 moléculas.

La masa molecular del oxígeno es 32, entonces un mol de moléculas de oxígeno

tiene una masa de 32g; en otras palabras: 6,02.1023 moléculas de oxígeno tienen una

masa de 32 gramos.

b - Masa en gramos de una molécula: Al conocer la masa de un mol de moléculas,

resulta fácil calcular la masa de una molécula. Así, en el caso del agua, si 6,02.1023

moléculas tienen una masa de 18g, la masa de una molécula de agua será:

6,02.1023 moléculas ______18g H2O

1 molécula ________ x = 1moléc.x18g

.

6,02.1023 moléc. = 2,99.10-23gramos

Asimismo, como un mol de moléculas de oxígeno es igual a 32 gramos:

6,02.1023 moléculas________ 32g O2

1 molécula________ x= 1moléc.x32g

6,02.1023moléc = 5,32.10-23gramos.

c - Masa de un mol de Átomos: La masa de un mol de átomos de una sustancia simple

es igual a su masa atómica expresada en gramos.

Así, como la A del carbono es 12, la masa de un mol de átomos de C será igual a

12g, o sea, que en 12g de carbono hay 6,02.1023 átomos. Del mismo modo se puede

deducir que 6,02.1023 átomos de oxígeno tienen una masa de 16 g (mol de átomos de oxígeno).


d - Volumen Molar: A partir de la hipótesis de Avogadro se puede deducir el volumen que

ocupa un mol de moléculas de un gas en condiciones normales de temperatura y presión.

Como los gases no tienen volumen propio y éste se puede modificar variando la

presión y/o temperatura, los científicos han acordado como “condiciones normales”

(CNTP) a la temperatura de 0º C y la presión de 1 013,3 hectopascales (hPa), es decir, 1

atmósfera.

Experimentalmente se ha determinado que 1 litro de nitrógeno en CNTP pesa 1,25

gramos. A partir de este dato podemos calcular qué volumen en CNTP ocupa un mol de

moléculas de nitrógeno cuya masa es de 28 gramos:

1,25______1L

28g ______x= 28g x 1L

1,25g = 22,4L

En el caso del hidrógeno se ha establecido que 2 litros del mismo en CNTP tienen

una masa de 0,17856 gramos. Entonces, un mol de moléculas (2g) en CNTP ocupa el

siguiente volumen:

0,17856 g ______ 2L

2 g ______ x = 2g x2L = 22,4

Como sucede lo mismo con cualquier gas, se concluye que el volumen en CNTP

que ocupa un mol de moléculas es de 22,4 litros.

En consecuencia, se puede dar el siguiente concepto:

Volumen molar es el volumen ocupado por un mol de moléculas de cualquier

sustancia en estado gaseoso y en condiciones normales de temperatura y presión(CNTP).

Su valor es de22,4L.


Luego, un mol de moléculas de cualquier sustancia que se encuentre en estado

gaseoso y en CNTP, tiene 6,02.1023 moléculas y ocupa un volumen de 22,4L.

Así, un mol de moléculas de oxígeno está constituido por 6,02.1023 moléculas que

tienen una masa de 32g y ocupan un volumen de 22,4L a 0º C de temperatura y 1 013hPa

de presión.

Asimismo, se deduce que 22,4L de gas cloro en CNTP corresponden a 1 mol de

moléculas, o sea que contienen 6,02.1023 moléculas y tienen una masa de 71g.

En resumen, si se trata de un GAS:

Ejercicio:

Determine la masa, en gramos, de: a) 1 mol de átomos de oxígeno, b) 1 mol de

moléculas de oxígeno, c) 3,5 moles de plomo, d) 1 átomo de nitrógeno.

Respuesta: a) 1 mol de átomos de oxígeno, vemos en la tabla que la masa atómica del

oxígeno es 16, por lo tanto, 1 mol de átomos de oxígeno pesan 16 g. b) Como la masa

atómica del oxígeno es 16, y el oxígeno es diatómico, debemos multiplicarla por dos, la

masa de 1 mol de moléculas de oxígeno es 32 g. c) la masa de 3,5 moles de plomo es de

724,5 g . d) 1 átomo de nitrógeno, pesa 2,32 x 10-23 g (

átomo

gx

átomosdemol

gx

átomosx

átomosdemolg

231032,2

1

14

102302,6

1?

)

Composición Centesimal

La composición centesimal es la composición cuantitativa de una sustancia expresada

como un porcentaje (por lo general, en masa) de sus elementos, por lo tanto nos indica la

masa en gramos de cada elemento existentes en 100 gramos del compuesto,

1 mol de moléculas de cualquier sustancia = 6.02x1023

moléculas = 22.4L (si es un gas CNTP).


Ejemplo: Si una muestra de 1,62 g de nicotina contiene 1,20 g de carbono, 0,14 g de

hidrógeno y 0,28 g de nitrógeno. ¿Cuál será su composición centesimal?

Respuesta : La composición centesimal se calcula de la siguiente manera :

Si en 1,62 g de nicotina _______________ 0,14 g de hidrógeno

En 100 g de niotina ________________ X =

Si en 1,62 g de nicotina _______________ 1,20 g de hidrógeno

En 100 g de niotina ________________ X =

Como la muestra total es el 100 %, esto implica que:

% C + % H + % N = 100 %

% N = 100 – (% C + % H) = 100 – (82,72) = 17,28 % de nitrógeno Fórmula Mínima

Fórmula Mínima: Es la menor relación de los átomos que forman una molécula, en

función de números enteros.

La fórmula mínima se calcula a partir de la composición centesimal conocida de un

determinado compuesto, para lo cual se deberán seguir los siguientes pasos:

1) Tener la composición centesimal de la fórmula que se va a proceder a calcular:

recordar que la composición centesimal son los gramos de cada elemento por 100

g del compuesto.

2) Determinar los números de moles de cada elemento, que se obtienen dividiendo la

masa de cada elemento (de la composición centesimal) entre sus respectivos

masas atómicas relativas.

3) Los números que se obtienen en los cálculos anteriores son generalmente

decimales, y vale recordar que en cualquier compuesto, su molécula posee sus

átomos en relación de números enteros, por lo cual se deberá aplicar el siguiente

procedimiento matemático, con el fin de transformar los coeficientes decimales en

números enteros.

Vamos a observar los moles calculado en el paso anterior, de allí vamos a

determinar cuál de ellos es el menor entre todos. Para obtener los números

enteros, es decir, los moles reducidos, se procede a dividir cada uno de los

moles calculados entre el menor de los moles: el menor entre sí mismo dará

indudablemente la unidad, y frecuentemente los restantes pasan también a ser


números enteros. De no ser así, es una cuestión muy fácil ver por cuál de los

números enteros sencillos (2, 3, 4, ...) hay que multiplicar estos nuevos

cocientes para que todos ellos puedan pasar a ser números enteros. Recordar

que si debemos multiplicar algún mol reducido por algún número para hacerlo

entero, deberemos multiplicar también tal número por todos los moles

reducidos, pues así no se altera la relación entre los átomos del compuesto a

determinar.

4) De esta forma se llega a un grupo de coeficientes enteros pequeños que

corresponden a cada uno de los átomos que conforman el compuesto. La fórmula

que se determina con éste procedimiento es la fórmula mínima.

Continuemos con el ejemplo de la nicotina.

Ejercicio:

Dada la composición centesimal de la nicotina del problema, hallar su fórmula mínima.

Respuesta: Tomamos los porcentajes de los diferentes constituyentes y los dividimos

por las respectivos masa atómicas relativas :

Carbono:

= 6,17

Hidrógeno:

= 8,64

Nitrógeno:

= 1,23

Estos cocientes nos dan la relación en que están presentes los diferentes moles de

átomos pero, como no son enteros, no constituyen una fórmula mínima.

Para convertirlos en enteros dividimos los tres cocientes por el menor de ellos :

Carbono:

= 5,01


Hidrógeno:

= 7,02

Nitrógeno:

= 1,00

Obteniendo de este modo la fórmula mínima C2H7N.

Fórmula molecular

La fórmula molecular es aquella que verdaderamente representa la constitución de

un compuesto y es siempre un múltiplo entero de la fórmula mínima.

Para encontrarla es necesario conocer la masa de la fórmula mínima, o sea : la suma

de las masas atómicas de los elementos que la constituyen, y la masa molar del

compuesto, que se determina por un método físico.

El múltiplo por el que se ha de multiplicar la fórmula mínima es del cociente de ambos

pesos.

Continuando con la nicotina…

El peso molecular de la nicotina es de 162 g/mol; encontrar su fórmula molecular.

Para hallar la fórmula molecular se procede así:

Calcular la masa de la fórmula mínima (Mfm), C2H7N.

Mfm = 5 x 12 + 7 x 1 + 14 = 81 g/mol

Dividir la masa molar (M) de la sustancia por la masa de la fórmula mínima

(Mfm) para obtener un factor “n” (número de veces que la masa de la fórmula

mínima está contenida en la masa molecular).

n =

= 2

Multiplicar los subíndices de la fórmula mínima por el factor ―n‖. Así se

obtiene la fórmula molecular.


(C2H7N)2 = C4H14N2

Como la masa molar es de 162 g/mol, en un mol de compuesto hay 2 moles del

compuesto representado por la fórmula mínima; por tanto, la fórmula molecular será:

C10H14N2.


TRABAJO PRÁCTICODE AULA IV

Átomos y Moléculas. Concepto de mol. Cálculo de fórmula mínima y molecular.

1. Definir brevemente los siguientes términos: átomo, molécula, número atómico, número

másico, isótopo, alotropía.

2. Con respecto al átomo, cuáles de las siguientes afirmaciones son Verdaderas (V) y

cuales Falsas (F)?

a - El átomo se define como la unidad más pequeña con carga eléctrica neta presente

en un elemento. ( )

b - El átomo está compuesto por un núcleo atómico y una nube electrónica. ( )

c - La nube electrónica es la responsable de las propiedades físicas del átomo. ( )

d - Los protones y los neutrones se ubican en la nube electrónica y los electrones en el

núcleo atómico. ( )

e - El núcleo atómico es el responsable de las propiedades químicas del átomo. ( )

3. Leer atentamente las siguientes preguntas, reflexionar y luego responder:

a - ¿Cuáles son las partículas responsables de la masa del átomo?

b - ¿Dónde se ubican dichas partículas?

c - ¿Qué representa la letra A?

d - ¿Cómo se calcula A?

e - ¿De qué partículas dependen las propiedades químicas de los elementos

químicos?

4. Completar el siguiente cuadro e indique que elementos son isótopos:


Núclido 5224Cr Kr 80Br

Z 18 19

Cantidad de

protones

20 83

Cantidad de

neutrones

40 22 21 48

Cantidad de

electrones

6

A 12 209

5. El átomo de un elemento tiene A=33 y Z=15, por lo tanto el número de

partículas subatómicas que posee es:

a - 15p+ ,15n y 18e-

b - 33p+ ,48n y 33e-

c - 15p+ ,15n y 15e-

d - 15p+ ,18n y 15e-

e - 18p+ ,18n y 18e-

6. Utilizando la Tabla Periódica busca cuál es la masa de un mol (de moléculas) de

a - Calcio b - Bismuto c - Cloro

d - Bario e - nitrógeno f - neón

7. Calcular la masa molar de las siguientes sustancias:

a – Na2SO4

b – (NH4) 2CO3

c - FeCl3


Masas atómicas relativas (expresadas en uma): Na: 23 ; O: 16 ; N: 14; H: 1; Cl: 35,5; Fe:

56, S: 32, K: 39.

8. Completar el siguiente cuadro:

COMPUESTO

Masa molecular

relativa

Masa molar Masa de 1 molécula

Monóxido de dipotasio (K2O)

Cloruro de plata (AgCl)

Ozono (O3)

Masas atómicas relativas (expresadas en uma): Br: 79,90 ; Ag: 107,86; K: 39; Cl: 35,5

9. Calcular a cuántos moles equivalen 18 x1024 moléculas de dióxido de carbono.

10. Calcular cuántos moles de moléculas, moles de átomos, moléculas y átomos hay en

un trozo de azufre de 25 g. (considera al azufre octoatómico)

11. La masa atómica relativa del bromo es de 79,904 uma.

a - ¿cuál es la masa en gramos de un mol de bromo?

b - ¿cuántos moles y cuántos átomos hay contenidos en 134,71 g de dicho

elemento?

12. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico, H2SO4, contendrán 25 moles de este producto?

13. Completar


COMPUESTO

Masa (gr)

N° de moles

N° de moléculas

Monóxido de carbono (CO) 130gr

Hidróxido de Potasio (KOH) 3 moles

Cloro (Cl2) 3.01 x10 23

14. Calcula la composición porcentual de los compuestos que tienen las siguientes

fórmulas moleculares: a) C3H8, b) C2H6O.

15. El ácido carbónico es la bien conocida vitamina C. el análisis de una muestra de

vitamina C, cuyo peso es 1,27 g, dio la siguiente composición: carbono 0,521 g,

hidrógeno 0,058 g y el resto, oxígeno. Determinar la fórmula mínima de la vitamina C.

16. Calcular la fórmula mínima de un compuesto que contiene 38,65 % de Carbono, 9,68

% de H y 51,62 % de Azufre y posiblemente oxígeno.

17. La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico al ajo. Al realizar un

análisis de este compuesto se encuentra que tiene la siguiente composición C:44.4%,

H:6.21%, S:39.5%, O:9.86%. También se encuentra que su masa molar es igual a 162

g/mol. Calcula la fórmula empírica y la fórmula molecular de este compuesto.

18. Una sustancia gaseosa contiene 48,7% de carbono, 8,1% de hidrógeno y el resto de

oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/l ¿Cuáles serán

sus fórmulas empírica y molecular?

19. La composición centesimal del ácido láctico es: 40%C, 53,3%O y 6,7%H. Calcula la

fórmula molecular de sabiendo que su masa moler es 90 g/mol.

20. Hallar la fórmula molecular del compuesto formado por hidrógeno y

oxígeno, a part ir de los siguientes datos:

Composición centesimal: 5,88% de hidrógeno, 94,12% de oxígeno

Masa molar del compuesto: 34 g/mol


TABLA PERIÓDICA

Los científicos han ordenado a los elementos, de acuerdo a sus propiedades, en una tabla

denominada TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.

Desde la antigüedad se buscaba un sistema que permitiera clasificar a los

elementos químicos conocidos en grupos relacionados sistemáticamente, aprovechando

sus propiedades comunes.

Hubo varios intentos de clasificación. Sin embargo, en la medida que se conocían

nuevos elementos, se planteaba la dificultad de ubicarlos en estos modelos. Por este

motivo se trató de elaborar nuevas propuestas y se llegó a la Clasificación Periódica

Moderna o Tabla de Mendeleiev – Moseley.

Precursores de la clasificación actual:

- Triadas de Dobereimer (1829): Ordenó a los elementos en grupos de tres en

relación a sus pesos atómicos.

- Octavas de Newlands (1866): Clasificó a los elementos en orden creciente de

sus pesos atómicos y observó que el octavo elemento respecto de uno dado, repite las

propiedades del primero.

- Tabla de Mendeleiev (1869): Clasificó los elementos de acuerdo a sus masas

atómicas crecientes, relacionándolas además con sus propiedades físicas y químicas.

La tabla de Mendeleiev incluía 63 elementos, los únicos conocidos hasta ese momento,

ordenados según sus masas atómicas crecientes. No obstante, a medida que el siglo iba

transcurriendo, nuevos elementos se iban descubriendo e invadiendo los espacios que,

acertadamente, el investigador ruso dejaba sin ocupar, prediciendo de alguna manera, la

existencia de los mismos. Así, hacia el año 1900 ya se habían incluido alrededor de 30 elementos

más.

Sin embargo, el ordenamiento seguido por Mendeleiev, adolecía de algunas irregularidades,

como por ejemplo variaciones en las propiedades esperadas en ciertos elementos. Así fue que

Moseley, en 1914, propuso colocar los elementos según el orden creciente de sus números

atómicos, con lo cual estos inconvenientes fueron superados.


Una vez colocados los elementos de acuerdo con esta disposición, fue posible observar la

variación gradual de las propiedades de acuerdo con un orden recurrente y cíclico, es decir,

periódico.

Esta observación, condujo a la llamada “Ley Periódica”, que manifiesta que las propiedades

químicas y físicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos, y a la

confección de la Tabla Periódica como una consecuencia directa de la estructura atómica de los

elementos.

Por lo tanto, podemos decir que la Tabla Periódica es una “ordenación espacial” de los

elementos y, que la ubicación de un elemento en la tabla indica sus propiedades y los tipos de

compuesto que forma.


La clasificación periódica agrupa a todos los elementos químicos conocidos. Algunos que no

fueron hallados en la naturaleza han sido obtenidos por reacciones nucleares, como el tecnecio, el

astato y el francio.

En la tabla periódica actual los átomos de los distintos elementos se encuentran

ordenados de acuerdo con el número atómico creciente, a partir del hidrógeno que tiene

número atómico 1, luego le sigue el helio, de Z=2, y así, sucesivamente. Esta ordenación

da origen a columnas verticales y filas horizontales.

A las columnas verticales se las denomina grupos, y, a las filas horizontales,

períodos.

Observe la tabla y cuente la cantidad de grupos y periodos que tiene:

…………………………………………………………………………………………

¿Contó 18 grupos y 7 períodos? Si no fue así revíselo.

Los grupos, como dijimos, son las 18 columnas verticales de los elementos

químicos. Para la numeración de los grupos existen dos criterios.

El sugerido por la IUPAC2 que utiliza numeración arábiga correlativa desde 1 a 18.

El tradicional, en el cuál los grupos de elementos se clasifican en elementos

representativos, utilizando para su representación números romanos seguidos de la letra

A (ejemplo IA, IIA,..), elementos de transición, utilizando para su representación números

romanos seguidos de la letra B (ejemplo IB, IIB,..)

Utilizaremos ambas formas de numeración.

Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas similares y

se diferencian de los elementos de los demás grupos.

Los elementos de un mismo período tienen propiedades que van cambiando en

forma progresiva a través de la tabla.

En la tabla periódica, los elementos que son metales se encuentran ubicados a la

izquierda de una línea diagonal escalonada remarcada que comienza con el Boro (B) y

termina con el Astato (At) (incluidos los lantánidos y los actínidos), próxima al extremo

derecho; los no metales, se encuentran a la derecha de esta línea; y, los gases nobles,

raros o inertes se encuentran ubicados en el grupo 18.

2 IUPAC: Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.


Algunos de los elementos que se encuentran inmediatamente por encima y por

debajo de la diagonal escalonada remarcada se los llama metaloides o semimetales.

Poseen algunas propiedades metálicas, principalmente al estado elemental, pero

químicamente se comportan como no metales.

Observe que al hidrógeno no lo hemos coloreado.

Esto se debe a que el hidrógeno según las condiciones en que se encuentre

manifiesta propiedades de los metales o de los no metales. Bajo condiciones normales

posee propiedades no metálicas, aunque su configuración electrónica3 externa es la

misma que la de los metales del grupo IA. Y bajo condiciones de presión en extremo

elevadas, manifiesta propiedades semejantes a las del grupo IA. La molécula de

hidrógeno es diatómica, se escribe, H2.

A los elementos químicos de acuerdo a sus propiedades se los puede clasificar en:

Metales: Se caracterizan porque poseen un brillo característico, llamado brillo

metálico; son buenos conductores del calor y de la electricidad; son maleables (se los

puede trabajar formando láminas delgadas con un martillo) y dúctiles (se los puede estirar

generando hilos). A temperatura de ambiente, su estado físico es sólido, con excepción

del mercurio, que es líquido. En algunas tablas periódicas, el cesio y el galio, aparecen

cómo metales líquidos, ya que se presentan en estado líquido por encima de 28,5 °C y

3 Configuración electrónica: Distribución de los electrones en el átomo.


29,78 °C, que son sus respectivos puntos de fusión. Sus moléculas son monoatómicas,

por ejemplo: Fe, Cu, Ag.

No metales: Son malos conductores del calor y de la electricidad (con excepción

del grafito que es una variedad alotrópica del carbono). No son maleables ni dúctiles. A

temperatura de ambiente, su estado físico puede ser sólido (como el azufre), líquido

(como el bromo) o gaseoso (como el oxígeno). Algunos poseen moléculas monoatómicas,

como el C, otros diatómicas, el O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2; otros son tetraatómicos, como el

fósforo blanco P4, arsénico amarillo, As4; y otros son octoatómicos , como el S8, el fósforo

rojo, P8, y el arsénico gris, As8.

Gases nobles, raros o inertes: A temperatura de ambiente son gaseosos, a

presión normal son malos conductores de la electricidad y son muy poco reactivos. Los

gases raros son solamente seis, el helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar), el kriptón (Kr), el

xenón (Xe) y el radón (Rn). Sus moléculas son monoatómicas, por ejemplo: He, Ne, Ar.

Continuemos con la tabla periódica…

Observe la tabla periódica y responda: ¿qué información puede obtener de los

elementos?........................................................................................................

Respuesta: La tabla periódica permite obtener importante información de los

elementos químicos, entre las que podemos mencionar: símbolo, nombre, número

atómico, masa atómica, estados o números de oxidación, densidad, punto de fusión y

de ebullición, estructura electrónica, estado físico, electronegatividad, potencial de

ionización, etc.

Históricamente algunos grupos tienen nombres especiales, como muestra la

siguiente tabla:


Grupo 1 (IA): metales alcalinos (excepto el hidrógeno)

Grupo 2 (IIA): metales alcalino-térreos

Grupo 17 (VIIA): halógenos

Grupo 18 (VIIIA): gases nobles, raros o inertes

Los elementos de transición: son los elementos que se encuentran entre el grupo

IIA y el IIIA , se los denomina así porque desde el punto de vista químico constituyen una

etapa intermedia, entre los metales muy activos, grupos IA y IIA, y los menos activos de

los grupos IIIA y IVA.

Si observa la tabla en el 6to período en el casillero correspondiente al Lantano se

acumulan 14 elementos, por ello se los llama lantánidos, y se los coloca, separados, en la

parte inferior de la tablas. Lo mismo sucede en el 7mo período con el actino, así surgen los

actínidos. Los lantánidos y los actínidos han sido unificados con el nombre de elementos

de transición interna.

En la tabla siguiente están representados: los elementos representativos, los

elementos de transición y los elementos de transición interna.


Ejercicio 1: ¿Alguna vez escuchó hablar del estroncio (Sr)? Seguramente no, pero

ahora, con los conocimientos que tiene de la tabla periódica podrá indicar qué tipo de

elemento es.

Respuesta: ……………………………………………..

Sigamos pensando: Nos podríamos preguntar, ¿que es lo que hace que el neón

(que tiene 10 protones y 10 neutrones en el núcleo, y 10 electrones en la corteza), y el

sodio (que tiene 11 protones y 12 neutrones en el núcleo, y 11 electrones en la

corteza) tengan propiedades tan diferentes; y, en cambio, el sodio y el potasio (este

último tiene 19 protones y 20 neutrones en el núcleo, y 19 electrones fuera de él), que

pertenecen al mismo grupo, los metales alcalinos, tengan propiedades muy

semejantes? Estos ejemplos nos muestran que las diferentes propiedades de los

átomos no son debidas, principalmente, al número de protones que tiene en el núcleo (o

al de electrones presentes en la corteza), y nos indican, que, posiblemente, es la

"organización" de los electrones en el átomo lo que determina las diferencias y las

semejanzas de propiedades entre los distintos elementos. Si esto es así, la

organización o estado de los electrones en los átomos correspondientes a los

elementos de un mismo grupo del sistema periódico debería ser muy similar.


Teoría del Octeto electrónico

Los electrones de un átomo se encuentran distribuidos en niveles de energía.

La región del espacio donde hay más probabilidad de encontrar a un electrón se la

denomina orbital atómico. En un orbital atómico se encuentran, cómo máximo, dos

electrones.

Los electrones del último nivel de energía se denominan electrones químicos o electrones

de valencia.

Para cualquier elemento de la tabla periódica, el período dónde se encuentra nos

indica la cantidad de niveles de energía ocupados por los electrones. Y, además, para los

grupos representativos (grupos IA al VIIIA), el grupo coincide con la cantidad de

electrones de valencia.

Por ejemplo, el sodio, Na, se encuentra en el período 3, grupo IA. Como se

encuentra en el período 3, sus electrones ocupan 3 niveles de energía, y como se ubica

en el grupo IA, posee 1 solo electrón en el último nivel de energía, es decir, posee 1

electrón de valencia.

Ejercicio: A partir de su ubicación en la tabla periódica indique cuántos niveles

de energía ocupan los electrones del bromo y cuántos electrones de valencia posee.

Respuesta: ………………………………………………………………………………………………………………………………………..

Los gases nobles tienen un comportamiento químico relativamente inerte, es decir,

prácticamente no forman compuestos. Por ello, son usados cuando se necesita una sustancia

inactiva, como en el caso del buceo a profundidad (a más de 50 m). Normalmente los buzos

utilizan, para respirar bajo el agua, en el tanque, una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión.

Pero, cuando bucean a grandes profundidades, donde la presión es muy alta, el nitrógeno es

absorbido por la sangre, produciendo la Narcosis Nitrogénica o borrachera de las profundidades.

Los síntomas que producen varían de manera individual. En general, se inicia con alteraciones del

estado de ánimo y del comportamiento (euforia, trastornos de la ideación, alucinaciones auditivas

o visuales, incoordinación muscular, angustia y actos incontrolados como quitarse las gafas o el

regulador). Para evitar este problema, en vez de usar nitrógeno en la mezcla, se puede sustituir

por una mezcla de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo

helio que se disuelve en la sangre no causa los síntomas descriptos. El único inconveniente radica


en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la vibración de las cuerdas

vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.

¿Por qué los gases nobles serán tan inactivos?

La inactividad de los gases nobles está relacionada con los electrones que poseen en su

último nivel de energía (configuración electrónica externa) o electrones de valencia.

Los electrones de valencia de cada uno de los gases nobles son los siguientes:

2He 2 e-

10Ne 8 e-

18Ar 8 e-

32Kr 8 e-

54Xe 8 e-

86Rn 8 e-

Observe que todos los gases nobles, excepto el helio, poseen 8 electrones de valencia o

electrones químicos. En el año 1916, los científicos, Walter Kossel y Gilbert Lewis, supusieron en

forma independiente, que el hecho de que los gases nobles fueran tan inactivos o estables se

debía a su configuración electrónica externa y propuso la teoría del octeto electrónico.

Teoría del Octeto electrónico: “Los átomos al reaccionar entre sí tienden a

completar la estructura del gas noble más próximo en la tabla periódica para adquirir una

estructura electrónica de mayor estabilidad”

Formación de iones

Las configuraciones electrónicas de los elementos representativos son comparables

con la de los gases nobles.

Ubique en la tabla a los elementos representativos, busque al sodio y fíjese cuál

es el gas noble que está más cerca.


Como observó, el sodio es un metal alcalino que se encuentra en el período 3, y el

gas noble más cercano es el neón.

Escribamos el número atómico del sodio, la cantidad de electrones de valencia

que posee, y el número atómico del neón.

Número

atómico del Na

electrones de

valencia

Número

atómico del Ne

11 1 10

¿Qué debe hacer el átomo de sodio para adquirir la configuración electrónica del

gas noble más cercano en la tabla, el neón?

Respuesta: ……………………………………………………………

El átomo de sodio es un átomo neutro, como Z= 11, significa que tiene 11 p y 11 e.

Sabemos que los protones se encuentran dentro del núcleo y los electrones en la

corteza. Si pierde un electrón, sigue teniendo 11 p, pero ahora tiene 10 e. Su carga

neta ya no es cero, sino que es +1. Ya no es más un átomo neutro, sino que se ha

transformado en una nueva especie química llamada ión, en este caso el ión tiene carga

eléctrica positiva y se llama catión. Entonces, ya no podemos hablar del átomo de

sodio, sino que debemos hablar del catión sodio, que lo representamos Na1+, o Na+. En

síntesis:


Los iones son especies químicas formadas por átomos (o grupo de átomos) con

carga eléctrica, si la carga eléctrica es positiva se lo llama catión. Para nombrar al catión

se coloca la palabra catión seguida del nombre del elemento.

Ejercicio: Ubique en la tabla al átomo de calcio, indique la cantidad de protones y

electrones que posee. Fíjese cuál es el gas noble que está más cerca. Escriba el

número atómico del calcio, la cantidad de electrones de valencia, y el nombre y número

atómico del gas noble más cercano. Piense, ¿cuántos electrones debería perder el

átomo de calcio para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano?

Represente al catión calcio e indique cuántos protones y electrones tiene.

Respuesta:

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………

……….

Los ejemplos que hemos visto son de elementos metálicos, pero, ¿qué sucedería

con un elemento que fuese no metal?

Analicémoslo para el átomo de flúor. Busque al flúor en la tabla periódica y fíjese

cuál es el gas noble que está más cerca.

Como vio, el flúor es un halógeno que se encuentra en el período 2, el gas noble

más cercano es el neón.

Escribamos el número atómico del flúor, la cantidad de electrones de valencia

que posee, y el número atómico del neón.

Número

atómico del F

electrones de

valencia

Número

atómico del Ne

9 7 10

¿Qué debe hacer el átomo de flúor para adquirir la configuración electrónica del

gas noble más cercano en la tabla, el neón?

Respuesta:………………………………………………………………………………………………………


El átomo de flúor es un átomo neutro, como Z= 9, significa que tiene 9 p y 9 e. Si

adquiere un electrón, sigue teniendo 9 p, pero ahora tiene 10 e (observe que queda con 8 e de

valencia, igual que los gases nobles). Su carga neta ya no es cero, sino que es -1. Ya no es más

un átomo neutro, sino que se ha transformado en ión con carga eléctrica negativa, llamado

anión. Entonces, ya no podemos hablar del átomo de flúor, sino que debemos hablar del anión

fluoruro, que lo representamos F 1-, o F -.

Observe que en para nombrar el anión, se coloca la palabra anión y se le cambia la

terminación del nombre del átomo por la terminación –uro, excepto en el caso del

oxígeno que se llama anión óxido.

Vimos que las especies químicas formadas por los átomos (o grupo de átomos) con

carga eléctrica se las denomina iones.

Si la carga eléctrica es positiva se lo llama catión, y para nombrar al catión se

coloca la palabra catión seguida del nombre del elemento.

Si la carga eléctrica es negativa se lo llama anión, y para nombrar al anión, se

coloca la palabra anión y se le cambia la terminación del nombre del átomo por la

terminación –uro, excepto en el caso del oxígeno que se llama anión óxido.

Ejercicio: Ubique en la tabla al átomo de fósforo, indique la cantidad de protones

y electrones que posee. Fíjese cuál es el gas noble que está más cerca. Escriba el

número atómico del fósforo, la cantidad de electrones de valencia que posee, y el

número atómico del gas noble más cercano. Piense, ¿cuántos electrones debería ganar

el átomo de fósforo para adquirir la configuración electrónica del gas noble más

cercano? Represente al anión fosfuro e indique cuántos protones y electrones tiene.

Respuesta: ………………………………………………………………………………………………..

En conclusión:

A los elementos de los Grupos IA, IIA y IIIA les resulta más fácil perder 1, 2 y 3

electrones, respectivamente, para asemejarse al gas noble más cercano en la tabla

periódica, que es el gas noble anterior. Por lo tanto todos estos elementos tienen

tendencia a ceder electrones y quedar cargados positivamente, formando cationes.


A los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA les resulta más fácil ganar 3, 2 y 1

electrón para asemejarse al gas noble más cercano en la tabla periódica, que es el gas

noble posterior. Estos elementos tienen tendencia a ganar electrones y quedar cargados

negativamente, forman aniones.

Los elementos del grupo IVA (por ejemplo el C y el Si), tienen 4 electrones en su

último nivel y les resulta indiferente ganar o perder electrones ya que perdiendo 4

electrones adquieren la estructura del gas noble anterior y ganando 4 electrones adquiere

la estructura del gas noble posterior. Tienen un comportamiento especial que veremos

más adelante.

Ahora estudiaremos algunas propiedades periódicas

Carácter Metálico

Como vimos en el punto anterior, algunos elementos pueden ceder electrones,

mientras que otros los pueden ganar, esta tendencia a ganar o ceder electrones la

mide el carácter metálico.

Carácter metálico: mide la tendencia que tienen los átomos a ganar o ceder

electrones.

En función del análisis realizado con respecto a la posibilidad de los átomos a

ceder o ganar electrones, piense, ¿cómo variará (aumenta o disminuye) el carácter

metálico en un mismo período? ¿Cómo variará en un mismo grupo?.

Respuesta: ………………………………………………………………….

En el siguiente esquema de la tabla periódica se representa cómo varía el

carácter metálico:


¡A trabajar con la tabla!

Ejercicio:

a) De los siguientes pares de elementos: Ba-Mg y Ca-Zn ¿cuáles tienen

mayor carácter metálico?

b) En la Tabla Periódica ¿cuál es el elemento de mayor carácter metálico?

Radio Atómico

El tamaño de los átomos depende de su interacción con los otros átomos. Es

imposible, tomar un átomo y medir la distancia entre, el centro del núcleo de un átomo y el

nivel más externo al mismo. Por ello, se determina experimentalmente un valor que se

define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos que forman una

unión.

En la Tabla periódica se observa que:

En un mismo período, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda (de los

gases nobles a los metales). El radio atómico disminuye en forma regular a medida que

se agregan electrones a un determinado nivel de energía. Como dentro de un mismo

período tenemos el mismo nivel de energía, al aumentar el número atómico (Z), aumenta

la carga nuclear (es decir, la cantidad de protones) y, ésto hace que sea mayor la

atracción electrónica.

En un mismo grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo.

Lógicamente al ir hacia abajo aumenta la cantidad de niveles de energía y aumenta el

radio atómico.


Ejercicio: Realice un esquema de la tabla periódica y represente cómo

varía el radio atómico.

Respuesta:

Recién estudiamos la formación de iones, pero, experimentalmente, para

transformar un átomo neutro en un catión ¿qué se deberá hacer?

Para transformar un átomo neutro en un catión se le debe entregar energía, por

ejemplo, en forma de calor. Así surge, el potencial o energía de ionización.

Potencial de Ionización o Energía de Ionización

Primer potencial de ionización o primera energía de ionización (EI1) es la cantidad de

energía que hay que darle a un átomo, en estado gaseoso, para arrancarle 1 electrón. Por

ejemplo; para el átomo de magnesio, lo representamos como:

Mg + energía Mg1+ +1 e-

Segundo potencial de ionización (EI2) es la cantidad de energía que hay que darle a

un átomo, en estado gaseoso, para arrancarle un segundo electrón. Por ejemplo; para el

átomo de magnesio, lo representamos como:

Mg1+ + energía Mg2+ +1 e-

Siempre EI2 es mayor que EI1

Las energías de ionización miden la fuerza con que se encuentran unidos los

electrones a los átomos. Mientras mayor sea la fuerza, mayor será la EI.

Nosotros sabemos que los metales, que se encuentran en la izquierda de la tabla

periódica forman cationes, mientras que los no metales, no. Ello significa, que cuando

se le da a los átomos energía, es más fácil arrancarle un electrón a un metal que a un

no metal, por lo tanto la EI (energía que hay que darle) es mayor para los no metales

que para los metales. En la tabla periódica la energía de ionización aumenta de

izquierda a derecha en los períodos y aumenta de abajo hacia arriba en los grupos.


En el siguiente esquema de la tabla periódica se representa cómo varía la energía

de ionización en la tabla:

Afinidad Electrónica

Es una medida de la capacidad que tiene un átomo en estado gaseoso de incorporar

un electrón, y transformarse en un anión. En la tabla periódica la afinidad electrónica (en

valor absoluto) varía en forma análoga al potencial de ionización.

Electronegatividad

Es una medida de la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un

enlace o unión. Esta medida es relativa, ya que fue creada por Linus Pauling4 . Se trata

de una escala que mide la electronegatividad, dónde el fluor, F, es el elemento más

electronegativo, y se le asigna el valor 4, esto significa que es el elemento que tiene más

tendencia a atraer los electrones de la unión; y el Cesio, Cs, es el elemento menos

electronegativo, con un valor de 0,8. Los gases nobles, no poseen valores de

electronegatividad, ya que al no formar compuestos, lógicamente no pueden atraer los

electrones de la “unión”.

Ejercicio: En la tabla periódica la electronegatividad varía en forma análoga al

potencial de ionización, represéntelo.

Respuesta: ………..

4 Linus Pauling: Nació en 1902 y murió en 1994. En el año 1954 recibió el Premio Nobel de la química y en 1962 le

otorgaron el Premio Nobel de la Paz.


Uniones o enlaces químicos:

Nunca se preguntó ¿Por qué …

algunas sustancias funden con facilidad, a bajas temperaturas, como por

ejemplo, la manteca; y otras lo hacen a elevadas temperaturas, como el cloruro de sodio

(sal común)?

el alcohol, puede pasar de líquido a vapor con bastante facilidad?

el cloruro de sodio (sal común) se disuelve bien en agua y, en cambio, no se

disuelve en otras sustancias como el benceno?

el cobre conduce bien la corriente eléctrica?

Todos estos interrogantes se relacionan con las fuerzas que mantienen unidos a los

átomos, a las moléculas y a los iones, para formar agregados de cierta estabilidad. El

estudio de la forma en que se unen los átomos puede ayudarnos no sólo a interpretar

muchas de las propiedades que presentan las sustancias, sino también a fabricar nuevas

sustancias, que no existen en la naturaleza, de propiedades que por alguna razón nos

interesen , como los medicamentos.

¿Por medio de qué partículas subatómicas se podrán unir los átomos?

Lógicamente mediante los electrones, ya que se encuentran en la zona periférica.

De todos los electrones que posea un átomo, los electrones que se encuentran en

el último nivel de energía, los electrones de valencia, son los que se unirán con otros

para formar un compuesto.

Símbolos de Lewis

Como sabemos, a los electrones del último nivel de energía se los denomina

electrones de valencia o electrones químicos. Para representarlos en forma más simple

se utilizan símbolos ideados por Lewis5, que consisten en simbolizar a los electrones del

último nivel mediante puntos.

Por ejemplo, representemos mediante los símbolos de Lewis a los átomos de litio

y de oxígeno.

5 Gilbert Lewis: químico que nació en 1875 y murió en 1946.


Busque en la tabla periódica a los átomos de Litio y de oxígeno, indique para

ambos el período, el grupo y la cantidad de electrones de valencia.

¿Encontró que el átomo de litio, Li, se encuentra en el período 2, grupo 1, por lo

tanto tiene 1 electrón de valencia; y el átomo de oxígeno, en el período 2, grupo 6,

por lo tanto tiene 6 electrones de valencia? Si no es así, revíselo.

La representación mediante los símbolos de Lewis de:

el átomo de litio, Li, es

el átomo de oxígeno, es

En los símbolos anteriores, cada punto equivale a un electrón. La posición de

dichos puntos es arbitraria, pudiendo estar en cualquier lado del símbolo.

Para representar a los electrones de valencia de cualquier átomo basta con fijarse

el grupo al que pertenece, colocar el símbolo y alrededor de él, tantos puntos como

electrones de valencia posee (indicado por el grupo). Al colocar el símbolo estamos

representado el resto atómico y los electrones internos.

Ejercicio: Con la ayuda de la tabla periódica complete el siguiente cuadro:

Elemento Símbolo Grupo e- de valencia

Representación según Lewis

Cloro

Sodio

Criptón


Azufre

Fósforo

¿Recuerda la Teoría del Octeto electrónico?

Cuando un átomo se une con otro tiende a tener la misma cantidad de electrones

que el gas noble que se encuentra más cercano en la tabla periódica. ¿Cómo lo logra?

Ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otro átomo. Depende del tipo de

átomo y de si gana, pierde o comparte electrones, el tipo o la forma de unión que se

establecerá entre ellos.

De acuerdo con el tipo de unión que posea un compuesto será su

comportamiento.

Por lo tanto, podemos definir:

La unión o enlace químico son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las

moléculas o a los iones en un cristal. También se llama unión a la atracción que ejercen

las moléculas entre sí.

Unión iónica

El cloro, es un halógeno, un gas de color amarillo verdoso, que tiene un olor

característico, irritante y asfixiante. Si se encuentra en la atmósfera, en pequeñas

concentraciones irrita las membranas mucosas y el sistema respiratorio, en grandes

concentraciones hace difícil la respiración, y puede hasta provocar la muerte.

El sodio es un metal alcalino muy reactivo, por ello no se lo encuentra libre en la

naturaleza. Al aislarlo en forma pura hay que guardarlo sumergido en aceite, ya que si

pone en contacto con el agua (o simplemente con el vapor de agua del ambiente),


reacciona vigorosamente, liberando gas hidrógeno, que puede inflamarse por el calor

de reacción.

Como lee, tanto el cloro como el sodio son sustancias altamente reactivas y

potencialmente peligrosas. Pero… imagine que en un recipiente que tiene cloro, deja

caer un trozo de sodio y calienta, ¡qué sucederá! Simplemente empezará a observar

la formación de una sustancia blanca llamada cloruro de sodio o ¡sal común! La sal

común es una sustancia fundamental en nuestra dieta, y no posee ninguna de las

propiedades del sodio ni del cloro. En la naturaleza esta reacción química se da de

manera espontánea.

La unión que se establece entre el cloro y el sodio se llama unión iónica. Veamos

cómo hacen los átomos para unirse. Sabemos que los átomos se unen mediante sus

electrones de valencia, y que debe cumplirse la regla del octeto electrónico.

Si el átomo de sodio de número atómico 11, tiene 1 e de valencia, si lo cede llega

a tener la configuración electrónica del Ne (gas noble más cercano en la tabla

periódica). El átomo de sodio al ceder el electrón de valencia, se transforma en un

catión, el catión sodio, Na+, y cumple con la regla del octeto.

Si el átomo de cloro (de número atómico 17) gana ese electrón (cedido por el

sodio), adquiera la configuración electrónica del Ar (gas noble más cercano en la

tabla periódica), se transforma en un anión, el anión cloruro, Cl-, y también cumple la

regla del octeto.


Como los aniones cloruro, Cl- , tienen carga negativa y los cationes sodio, Na+,

tienen carga positiva, se atraerán eléctricamente por ser cargas de distinto signo, y

de esta forma se unirán formando un enlace iónico.

En la unión Iónica un átomo pierde electrones y otro los acepta. Al perder o ganar

electrones, los átomos dejan de ser neutros, para transformarse en especies químicas

con carga eléctrica, llamados iones. Podemos decir que en el enlace iónico se produce

una transferencia de electrones de un átomo o grupo de átomos a otro.

La figura siguiente, extraída de Internet de la página ticat.ua.es/3r-

ESO/carrascosa-FQ-3r-ESO/libro3eso6b.PDF, el 02 de febrero de 2006,

reproduce de forma esquemática una pequeña parte de un cristal de NaCl, de dos

formas diferentes.

Observe las figuras y responda:

a) ¿cómo está formado el cloruro de sodio?

b) ¿cuál es la proporción de los iones Na+ por cada ión Cl-.

Respuestas: ……………………………………………………………………….

Las fuerzas que mantienen unidos a los iones de carga opuesta son fuerzas

electrostáticas, estas fuerzas hacen que los iones se agrupen de una manera ordenada

en un patrón llamado “red cristalina”. Este agrupamiento de iones se conoce como

compuesto iónico. En los compuestos iónicos, no existen moléculas individuales. Son

estructuras "macroscópicas" que se extienden en el espacio formando cristales. La


forma de dichos cristales varía de unas sustancias a otras y depende del tamaño relativo

de los iones y de su carga eléctrica. La fórmula NaCl indica que en ese compuesto por

cada catión sodio hay un anión cloruro, es decir, en un cristal de cloruro de sodio hay el

mismo número de cationes Na+ que de aniones Cl-. El NaCl recibe también el nombre de

unidad fórmula del cloruro de sodio.

En el caso de la unión entre el cloro y el sodio, la representación sería la siguiente:

Para nombrar al nuevo compuesto se coloca primero el nombre del anión (sin la

palabra anión), luego como nexo la palabra de, y finalmente el nombre del catión (sin la

palabra catión), en este caso el nombre es cloruro de sodio.

Veamos otro ejemplo, representemos la unión entre el magnesio y el flúor.

Dijimos que primero se representa los átomos mediante los símbolos de Lewis.

Luego, como el metal pierde electrones queda con carga positiva igual a la

cantidad de electrones del último nivel, como tiene 2 electrones de valencia, pierde 2 y

su carga será +2; el no metal gana electrones (hasta llegar a 8) y queda con carga

negativa, como tiene 7 electrones de valencia para llegar a tener 8 en su último nivel

debe ganar 1 electrón, por lo tanto queda con carga -1, igual a la cantidad de electrones

que ganó.


Nos fijamos que el compuesto quede neutro, es decir, que tenga la misma

cantidad de cargas negativas que positivas para que su suma algebraica SIEMPRE dé

cero (0). Como el átomo de flúor, F, necesita sólo 1 electrón, y el magnesio le cede 2,

necesito otro átomo de flúor (que acepte el electrón restante) por eso coloco un 2

adelante del flúor.

Finalmente, en la fórmula del compuesto la cantidad que necesitamos de cada uno

se escribe como subíndice.

Ejercicio: Atendiendo a las consideraciones anteriores, justifique las fórmulas

químicas de los siguientes compuestos iónicos, explicando su significado: cloruro de

Calcio (CaCl2), nitruro de potasio (K3N) y óxido de calcio (CaO).

Estamos trabajando con los elementos representativos, no obstante debemos

aclarar, que los elementos de transición (de los bloques d) forman compuestos de

carácter iónico, sin embargo la mayoría de los cationes simples que forman los metales

de transición no adquieren la configuración de gas noble al formar el compuesto.

Existen muchas excepciones a la regla del octeto, si quiere consultarlas ingrese

a la página: www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3B/3B2/index.htm , o consulte en

cualquier libro de Química General (Universitario) el capítulo de Enlaces Químicos.

Considerando las propiedades periódicas, y analizando los ejemplos dados ¿cómo

debería ser la energía de ionización de los átomos que forman una unión iónica?

La unión iónica se produce con mayor facilidad entre los elementos que tienen baja

energía de ionización (ubicados a la izquierda de la tabla periódica, los metales), y los

elementos que tienen alta energía de ionización (ubicados a la derecha de la tabla, los

no metales).

Otra de las propiedades periódicas que estudiamos fue la electronegatividad,

Considerando la electronegatividad podemos decir que dos átomos formarán un

enlace iónico mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre ellos, es


decir, tienen mayor probabilidad de formar un compuesto iónico mientras más alejados

se encuentren en la tabla periódica. En general, podemos predecir si un enlace es

iónico o covalente calculando la diferencia de electronegatividad que existe entre los

átomos que forman la unión, y de esta forma:

Si E6 > 1,7, el enlace predominante es iónico.

Para poder realizar los ejercicios debe trabajar con la Tabla Periódica, para ello

debe buscar en la tabla las electronegatividades de los átomos que forman la unión.

En los ejemplos dados tenemos:

para el cloruro de sodio, ΔE = ECl - ENa =3,0 – 1,0 = 2,0

para el fluoruro de magnesioo, ΔE = EF – EMg =4,0 – 1,2 = 2,8

Como la diferencia de electronegatividad entre los átomos, en ambos casos, es

mayor que 1,7, los enlaces son predominantemente iónicos.

Si E < 1,7, el enlace es predominantemente covalente

Si 0,1 < E < 1,7 el enlace es covalente polar

Si 0 E 0,1 el enlace es covalente no polar

A continuación estudiaremos el enlace covalente, y veremos algunos ejemplos que

le aclararán este concepto.

Unión covalente

Estudiamos la existencia de moléculas diatómicas, como por ejemplo el Cl2,

sabemos que para que el átomo de cloro adquiera la configuración electrónica del gas

noble más cercano en la tabla periódica le falta sólo 1 electrón. ¿Cómo podría

explicarse la unión de los 2 átomos de Cl para formar la molécula Cl2.?

Una explicación sería suponer que cada átomo de cloro aporta un electrón a la

unión, de modo que el par de electrones pertenezca a ambas cortezas electrónicas,

6 E = diferencia de electronegatividad en valor absoluto.


obligando así a los dos átomos a permanecer unidos para que, de esa forma, cada uno

tenga 8 electrones en el último nivel de energía, tal y como se observa en el esquema

siguiente:

El par compartido de electrones de una molécula se conoce como par enlazante, y

los demás electrones que no se comparten se llaman pares no enlazantes.

Esta forma de representar la unión, se denomina diagrama de Lewis; muchas

veces se utiliza otra forma de representación denominada diagrama de líneas, que

consiste en representar cada par enlazante con un guión o línea. Para el ejemplo; la

molécula de cloro:

Cl – Cl

En el enlace covalente se comparte uno o más pares de electrones. Cuando se

comparte un solo par de electrones el enlace se denomina covalente simple, si se

comparten 2 pares electrónicos, se llama covalente doble y, si se comparten 3

covalente triple.

La molécula de cloro presenta un enlace covalente simple.

Como se trata de átomos iguales, los dos átomos de cloro atraerán por igual al par

de electrones de enlace. La diferencia de electronegatividad entre los átomos es,

lógicamente, cero (0). E = ECl - ECl= 3,0 – 3,0 = 0. A este tipo de compartición se le

conoce como enlace "covalente puro", y el enlace es no polar.

Conviene tener en cuenta que una muestra de gas cloro estaría formada por

infinidad de partículas independientes (Cl2) llamadas moléculas de cloro, de manera

que la fórmula de la sustancia simple llamada cloro no es Cl (ese es el símbolo de un

átomo), sino Cl2.

Existen dos Teorías que explican la formación del enlace covalente:

La teoría del enlace de valencia: Considera que los enlaces se forman por

superposición de los orbitales atómicos.


La teoría de los orbitales moleculares: La combinación de los orbitales atómicos

forma orbitales moleculares (OM) de manera que los electrones que participan en ellos

pertenecen a la molécula como un todo.

Veamos otro ejemplo:

El aire contiene aproximadamente un 70% de nitrógeno. Representemos su unión.

La molécula de nitrógeno es diatómica, N2. Para representar la unión entre los dos

átomos de nitrógeno, debemos averiguar en la tabla periódica el grupo en que se

encuentra el nitrógeno; el nitrógeno se encuentra en el grupos 5, por lo tanto tiene 5

electrones de valencia. Para cumplir con la teoría del octeto electrónico le faltan 3

electrones, por ello debe compartirlos.

Ejercicio: grafique el diagrama de Lewis para la molécula N2.

Respuesta: ……………………………….

En este caso, como en el de la molécula de cloro, si determinamos ΔE, nos

encontramos que es cero (0), al ser los dos átomos que forman la molécula, iguales. La

molécula es no polar.

Ahora analicemos cómo se produce el enlace cuando los átomos son distintos,

El ácido muriático es una solución al 10 % de ácido clorhídrico, HCl. El H es un

átomo que tiene un solo electrón, de modo que le falta un electrón solamente para tener

la estructura electrónica estable del gas noble más cercano, el He; mientras que al

átomo de Cl (con 7 electrones en el último nivel de energía) le falta también un electrón

para tener 8 en su último nivel de energía, por lo que se pueden unir para formar la

molécula de HCl mediante un enlace covalente simple aportando cada uno de ellos un

electrón.

Diagrama de Lewis:

Diagrama de líneas: HCl


Determinemos E para el HCl, E = E ECl – EH= 3,0 – 2,1 = 0,9. El enlace es

covalente polar. Cuando se formaba un enlace entre átomos iguales era lógico que los

átomos compartieran por igual los electrones del enlace. Pero, al tratarse de átomos

distintos, la fuerza con que son atraídos varía. Cuánto mayor es la electronegatividad del

átomo con más fuerza atrae a los pares de electrones del enlace. En el ejemplo, el cloro,

que tiene mayor electronegatividad, no consigue arrancar del todo su electrón al

hidrógeno, por lo que las cargas de ambos átomos son "parciales" y para designar este

hecho se utilizan los símbolos - y + . La molécula de HCl es una molécula polar (dos

polos) porque en ella se aprecia una zona con mayor densidad de carga negativa (-)

separada de otra con defecto de carga negativa (+).

El desplazamiento de la densidad de carga electrónica se simboliza con una flecha

cruzada sobre el diagrama de Lewis para indicar la dirección del desplazamiento, como

muestra el dibujo:

Enlace covalente coordinado o dativo

En el enlace covalente puede suceder que uno solo de los átomos aporte el par de

electrones necesarios para la unión, en este caso se dice que el enlace es covalente

coordinado o dativo.

Unión metálica

Hemos visto dos formas en que se pueden unir los átomos, la unión iónica y la unión covalente.

La unión iónica se produce, en general, entre los átomos de los metales con los de los no

metales; y a unión covalente entre los átomos de los no metales, o de los no metales con el

átomo de hidrógeno. Pero ¿cómo se unirán los átomos de los metales?

Tomemos un ejemplo, ¿cómo se unirán los átomos de sodio??

Sabemos que el sodio, Na, se encuentra en el grupo 1, por lo tanto, tiene 1

electrón de valencia, y le faltarían 7 electrones para cumplir con la regla del octeto.


Hay varias teorías, una de ellas, supone la compartición de 8 electrones de valencia aportados

por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran libertad de movimiento

formarían una especie de nube de electrones común a 8 cationes Na+. Si dispusiéramos de un

número muy elevado de átomos, esto se extendería a todos ellos, en todas las direcciones del

espacio, formando un conjunto de muchísimos cationes Na+ unidos entre ellos por la acción de

una nube electrónica común de carga negativa, como muestra el siguiente gráfico:

El enlace metálico puede entenderse como un enlace entre muchos iones

metálicos positivos (cationes metálicos) a través de una nube común de electrones.

Esos electrones que forman la nube se encuentran entre los cationes, en un continuo

movimiento desordenado, evitando su separación y tienen una gran libertad de

movimiento,

Cuando definimos enlace o unión química dijimos ―La unión o enlace químico es la

fuerza que mantiene unidos a los átomos en las moléculas o a los iones en un cristal.

También se llama unión a la atracción que ejercen las moléculas entre sí.‖

Hasta el momento estudiamos cómo pueden unirse los átomos, ahora

estudiaremos cómo pueden unirse las moléculas.

Uniones Intermoleculares

Antes de analizar las fuerzas intermoleculares debemos definir lo que es energía de enlace, que

es la energía que se libera cuando se rompe un enlace. Esta energía será mayor mientras más

cerca se encuentren los átomos involucrados en la unión

Las fuerzas intermoleculares se refieren a las fuerzas entre partículas individuales (átomos,

iones o moléculas) de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en comparación con las


fuerzas intramoleculares, es decir, los enlaces iónicos o covalentes en el interior de los

compuestos.

Por ejemplo, necesitamos suministrar:

40,7 kJ de energía para transformar un mol de agua líquida en vapor a 100

º C y 1 atmósfera de presión.

920 kJ de energía para descomponer 1 mol de vapor de agua en átomos de

hidrógeno y oxígeno.

Como vemos, la cantidad de energía necesaria para romper los enlaces entre los

átomos de Hidrógeno y oxígeno (fuerza intramolecular) es mucho mayor que la que

se necesita para romper los enlaces existentes entre las moléculas de agua y

producir un cambio de estado (fuerzas intermoleculares).

Si no existieran fuerzas intermoleculares no podrían formarse fases condensadas

(líquidos y sólidos). Estas fuerzas mantienen unidas a las partículas en los líquidos y los

sólidos.

Una forma de determinar si la intensidad de la fuerza de enlace es mediante

el valor del punto de ebullición, mientras más fuertemente unidos estén los átomos o

las moléculas, mayor será la energía que hay que entregarle al sistema para romper

los enlaces; si la energía se suministra en forma de calor, entonces la temperatura de

ebullición de la sustancia será más alta.

Hay distintos tipos de enlaces intermoleculares7, llamados fuerzas de van der

Waals a saber:

Las fuerzas de van der Waals son especialmente importantes porque están

presentes en todas las especies químicas.

Interacciones dipolo-dipolo

Entre las moléculas covalentes polares existen interacciones dipolo-dipolo

permanente, debido a la atracción que genera el extremo positivo (densidad +) de una

7 No consideraremos como enlaces intermoleculares a las interacciones que involucran iones.


molécula con el extremo negativo de la otra (densidad -). Son fuerzas eficaces a

distancias muy cortas.

Por ejemplo la energía promedio de interacción dipolo-dipolo es de

aproximadamente 4 kJ por mol de enlace.

Fuerzas de London o de dispersión: son las fuerzas intermoleculares más débiles

que existen y ejercen su efecto únicamente a distancias muy cortas. Estas fuerzas

son las existentes entre moléculas no polares como el O2,N2, Br2, H2, CO2, SO3 y en

los gases nobles. Las fuerzas de London se las llaman también "dipolo

instantáneo- dipolo inducido" y se generan debido a la atracción del núcleo con

carga positiva de un átomo hacia la nube electrónica de otro átomo de alguna

molécula cercana; ésta induce dipolos temporales en los átomos o en las

moléculas. En general, cuanto más grande es el número de electrones en una

molécula, más fuertes serán las fuerzas de London (ya que la asimetría

momentánea que se genera en la "nube electrónica hace dipolos más grandes”).

Como el número de electrones depende del número de átomos en la molécula y como radio

atómico depende del número de protones y electrones que contiene, la magnitud de las fuerzas

de London aumenta con radio atómico y el número de átomos presentes.

Enlace puente de hidrógeno

El agua (H2O), cuya masa molar es de 18 g, y el sulfuro de hidrógeno, H2S, que

tiene una masa molar de 32g, son dos moléculas polares. Sin embargo, a temperatura

de ambiente, el H2S es un gas, mientras que el H2O es un líquido. ¿A qué se debe esa

diferencia? A la posibilidad que tienen las moléculas de H2O de formar enlaces

puentes de hidrógeno.

Los puentes de hidrógeno son un caso especial de interacción dipolo-dipolo muy fuerte,

que se produce entre moléculas polares covalentes que poseen átomos de hidrógeno unidos a

otros átomos muy electronegativos, como el flúor, F, el nitrógeno, N y el oxígeno, O. Se cree

que ésta unión proviene del hecho de que el par de electrones de la unión covalente no se

comparte igualmente entre el átomo de hidrógeno y el átomo electronegativo (F, O o N) sino que

está desplazado hacia este último. En consecuencia, el átomo de hidrógeno desarrolla una carga

positiva y es atraído por los electrones del átomo electronegativo de la molécula vecina.


Los compuestos que contienen uniones hidrógeno tienen puntos de fusión, ebullición y

considerablemente mayores que aquellos compuestos en los cuales este tipo de unión es

improbable.

El hecho que el agua se expanda al congelarse también se lo atribuye a la formación de

uniones de hidrógeno.

TRABAJO PRÁCTICO DE AULA V

ENLACES QUÍMICOS

1- Describa qué le/s sucede a los electrones de valencia cuando se combinan un

elemento metálico y uno no metálico.

2- Escriba la fórmula de puntos de Lewis de los átomos siguientes: Li, B, As, K, Xe y

Al.

3- Tomando como base la posición que ocupan en la tabla periódica, prediga si el

enlace que se formara entre los siguientes pares de átomos es primordialmente

iónico o covalente. Justifique sus respuestas.

a. Ca y Cl.

b. P y O.


c. Br y Ca.

d. Na y I.

e. Si y Br.

4- Escriba las fórmulas de puntos de Lewis de los iones positivos y negativos de

estos compuestos: SrBr2; K2O; Ca3P2; PbCl2; Bi2O3. ¿Cuáles de estos iones no

tienen configuración de gas noble?

5- ¿Cuántos electrones comparten dos átomos en:

a. Un enlace covalente simple.

b. Un enlace covalente doble.

c. Un enlace covalente triple.

6- Escriba la fórmula de Lewis de las especies siguientes: H2; N2; I2; HCl y HBr.

7- Escriba la fórmula de Lewis de las especies siguientes: H2O; NH3; OH- y F-.

8- Muchas manchas comunes, como las de chocolate y otros alimentos grasos,

pueden eliminarse con disolventes de lavado en seco como el tetracloroetileno,

C2Cl4. ¿Es el tetracloroetileno covalente o iónico? Escriba su fórmula de Lewis.

9- Suponga que “El” es el símbolo de un elemento representativo. En cada caso

graficado, ¿En qué grupo periódico se ubica El? Justifique sus respuestas y dé un

ejemplo específico de cada uno.

a.

b.


c.

d.

10- Mencione la diferencia entre enlaces covalente polares y no polares. ¿Por qué la

molécula de HCl es polar y la de Cl2 no lo es?


Tema 4

COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS

Clasificación de las sustancias inorgánicas:

SUSTANCIAS SIMPLES:

O2; H2; Br2; etc.

SUSTANCIAS COMPUESTAS

Compuestos binarios:

Hidruros:

Metálicos: NaH; CaH2; etc.

No Metálicos: HCl(g); H2S(g); etc

Hidrácidos: HBr(aq); H2S(aq); etc.

Sales neutras derivadas de hidrácidos:NaCl; CaS; etc.

Óxidos:

Ácidos: CO; CO2; SO3; etc.

Básicos: Na2O; MgO; etc.

Peróxidos: H2O2; Na2O2; etc.


Compuestos ternarios:

Oxácidos: H2SO4; HNO3; H2CO3; etc.

Hidróxidos o bases: Ca(OH)2; KOH; etc.

Sales neutras derivadas de oxácidos (oxosales): NaNO3; CaSO4; K2CO3; etc.

Sales ácidas derivadas de hidrácidos:

KHS; NaHS; etc.

Sales de amonio derivadas de hidrácidos: NH4Cl; (NH4)2S; etc.


Compuestos cuaternarios:

Sales ácidas derivadas de oxácidos:KHSO3; NaHCO3; etc.

Sales básicas: MgOHNO3; CaOHCl; etc.

Sales dobles: NaKSO4; etc.

Oxosales de amonio: NH4ClO3; etc.

SUSTANCIAS INORGÁNICAS


Una fórmula química es una representación sencilla de la clase y número de

átomos que forman una determinada sustancia.

Los átomos se representan por su símbolo químico y, como subíndice, se coloca la

cantidad de cada uno de ellos en la molécula. Cuando existe un (1) solo átomo de un

determinado elemento, ese número se omite.

En las unidades anteriores ya se ha visto el concepto “electrones de valencia”,

recordemos…

…son los electrones de la capa más externa del átomo y, por lo tanto, los que

están disponibles para “interactuar” en una reacción química.

También vimos que los átomos podías ceder o aceptar electrones de otro átomo,

según sus propiedades químicas, así, teníamos:

Cationes: átomos que ceden electrones y, entonces, tienen con carga

positiva (+).

Aniones: átomos que aceptan electrones y, entonces, tienen carga negativa

(-).

Ahora vamos a definir otro término: el número de oxidación:

El número o estado de oxidación de un elemento que forma parte de un

compuesto, es la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese

compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos ó cero.

Así:

Si un átomo pierde electrones, es decir, se transforma en CATIÓN, su número de

oxidación será POSITIVO (+).

Si un átomo gana electrones, es decir, se transforma en ANIÓN, su número de

oxidación será NEGATIVO (-).

Lea con mucha atención alguna REGLAS para trabajar con números de oxidación:

1- El número de oxidación del hidrógeno (H), en la mayoría de los compuestos, es

+1, excepto en los hidruros metálicos que es -1.

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_qu%C3%ADmico


2- El número de oxidación del oxígeno (O), en la mayoría de sus combinaciones,

es -2, excepto en los peróxidos que es -1.

3- Los elementos del Grupo IA y IIA (elementos representativos) de la tabla

periódica, tienen número de oxidación +1 y +2, respectivamente.

4- El número del grupo al que pertenece un elemento indica su máximo número de

oxidación (excepciones, para los elementos representativos: O, F y Po).

5- El número de oxidación negativo con que actúan algunos de los elementos no

metálicos (más electronegativos) se puede determinar restando ocho (8) al

número del grupo al que pertenece. Ej. N; O; S; halógenos.

6- El número de oxidación de los átomos de las sustancias elementales o simples

es, por convención, cero (0).

7- El número de oxidación del átomo de iones monoatómicos es de igual magnitud

y signo que su carga.

IONES MONOATÓMICOS

CARGA NÚMERO DE OXIDACIÓN

Na+ +1 +1

Ca2+ +2 +2

S-2 -2 -2

8- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un ion

poliatómico, es igual a su carga eléctrica.

IONES POLIATÓMICOS

CARGA NÚMERO DE OXIDACIÓN

SUMA ALGEBRAICA

CO3-2 -2 -2 +4 + (-2).3 = -2

SO4-2 -2 -2 +6 + (-2).4 = -2

9- La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un

compuesto neutro, multiplicado por el número de cada átomo, es cero (0).

COMPUESTO NEUTRO NÚMERO DE OXIDACIÓN

SUMA ALGEBRAICA

KNO3

K: +1 +1 + 5 + (-2).3 = 0 N: +5

O: -2

HCl H: +1 +1 -1 = 0


Cl: -1

Compuestos Binarios

Son aquellos compuestos que están formados por dos elementos.

Reglas del número de oxidación cruzado para obtener la fórmula química de

los compuestos binarios:

- Dada la nomenclatura de un compuesto binario, escribir el símbolo de cada

átomo.

- Indicar arriba y a su derecha el número de oxidación correspondiente.

- Ordenar los símbolos de los elementos participantes de mayor a menor número

de oxidación, ésto es, ordenarlos de menos a más electronegativos.

- Como dijimos, en los compuestos inorgánicos neutros, la suma algebraica de

los números de oxidación, multiplicados por el número de cada átomo, debe ser

igual a 0. En esto se basa el método que implica colocar como subíndice de

cada átomo, el valor (sin signo) del número de oxidación del otro átomo.

- La fórmula química de los compuestos debe representar la menor cantidad de

átomos que permita la neutralidad, por lo que siempre que sea factible, se

divide ambos subíndices por el mayor número posible (simplificar). Para los

peróxidos y compuestos de Hg (I) no puede aplicarse.

Hidruros:

Hidruros metálicos: Son compuestos binarios formados por la combinación del

hidrógeno con metales alcalinos y alcalinotérreos (con excepción del berilio y del

magnesio).

Me + H2 MeHn

n= número de oxidación del metal.

Ej. Na + H2 NaH(g) Hidruro de sodio.

Hidruros no metálicos: Compuestos formados por la combinación de un no metal


con hidrógeno. Se presentan en estado gaseoso. En estos hidruros, el no metal

actúa siempre con la menor valencia.

NoMe + H2 HnNoMe

n= número de oxidación del no metal.

Ej. Cl2 + H2 2 HCl(g) Cloruro de hidrógeno

Ácidos hidrácidos:

Se originan por la disolución de ciertos hidruros no metálicos, (los cuales se

encuentran en estado gaseoso), en agua. Originan hidrácidos los elementos: flúor, cloro, bromo,

yodo (que unidos al hidrógeno forman los halogenuros de hidrógeno) y azufre.

agua

HCl(g) HCl(aq) Ácido clorhídrico

Sales binarias:

Son sales neutras derivadas de hidrácidos. Estos compuestos poseen una fórmula

química constituida por elemento metálico y elemento no metálico. La ecuación de

formación se estudiará más adelante.

Óxidos Básicos:

Resultan de la combinación de un metal con oxígeno.

4 Na + O2 2 Na2O Óxido de sodio

Óxidos Ácidos:

Resultan de la combinación de un no metal con oxígeno. En estos casos no hay

transferencia de electrones de un átomo a otro, sino que los pares de electrones se

comparten. Los no metales forman óxidos ácidos con sus números de

oxidación positivos.


2 N2 + 5 O2 2 N2O5 Óxido nítrico

Casos especiales:

El cromo (Cr) y el manganeso (Mn) como elementos (con número de oxidación

cero) tienen propiedades metálicas; pero cuando actúan con sus mayores estado de

oxidación (+6 para Cr ; +6 y +7 para Mn) poseen carácter no metálico, formando óxidos

ácidos y los ácidos oxácidos correspondientes.

Compuestos Ternarios

Son compuestos cuya fórmula química está constituida por tres clases distintas de

elementos.

Ácidos oxácidos:

Se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. Su fórmula

química contiene: hidrógeno, elemento no metálico y oxígeno.

Óxido ácido + agua oxácido

N2O5 + H2O H2N2O6 2 HNO3 Ácido nítrico

Ciertos anhídridos, tales como el fosfórico o el fosforoso, al reaccionar con el agua

pueden dar lugar a la formación de tres oxácidos distintos ya que los anhídridos pueden

reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua.

- ¿Se anima a formular todos los oxácidos del fósforo?


Un caso similar al del fósforo ocurre con el boro, que puede formar dos ácidos ya

que se combina con una o dos moléculas de agua.

Y otro, muy especial, es la formación del ácido dicrómico, en donde dos moléculas

de anhídrido crómico se combinan con una molécula de agua:

- ¿Se anima a formularlo?

Bases o Hidróxidos:

Se originan por la combinación del agua con un óxido básico. Su fórmula química

contiene: elemento metálico, oxígeno e hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno unidos

forman una especie iónica llamada ión oxhidrilo o hidroxilo: (OH-).

Óxido básico + agua Base ó Hidróxido

Ca + H2O Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

Sales neutras derivadas de oxácidos:

Se obtienen de la reacción entre un oxácido y un hidróxido, además, se obtiene

agua. Su fórmula química posee: metal, no metal y oxígeno.

Oxácido + Hidróxido Sal neutra + agua

2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O Nitrato de calcio

Sales ácidas derivadas de hidrácidos:

Resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un hidrácido por átomos

metálicos. Se forman con hidrácidos que presentan dos o más hidrógenos en su

molécula Su fórmula química contiene elemento metálico, hidrógeno ácido (son

aquellos que pueden desprenderse como H), y elemento no metálico.


NaOH + H2S NaHS + H2O Sulfuro ácido de sodio

Sales de amonio derivadas de hidrácidos:

Son compuestos cuya fórmula química contiene hidrógeno, nitrógeno y elemento

no metálico. El hidrógeno con el nitrógeno forman una unidad: ión amonio (NH4+).

NH3 + H2O NH4OH

NH4OH + HCl NH4Cl + H2O Cloruro de amonio

Compuestos Cuaternarios

Sales ácidas derivadas de oxácidos:

Resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos

metálicos. Se forman con ácidos que presentan dos o más hidrógenos en su molécula.

Su fórmula química contiene metal, no metal, hidrógeno ácido y oxígeno.

KOH + H2SO4 KHSO4 + H2O Sulfato ácido de potasio

NaOH + H3PO4 NaH2PO4 + H2O Sulfato diácido de sodio

Sales básicas:

Resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones

de un ácido. Se forman con hidróxidos que tienen más de un oxhidrilo en su molécula.

Su fórmula química contiene metal, hidrógeno, oxígeno y no metal.

Ca(OH)2 + HCl CaOHCl + H2O Cloruro básico de calcio

Sales dobles:

Resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos distintos. Su

fórmula contiene metal 1, metal 2, oxígeno y no metal.

KOH + NaOH + H2SO4 KNaSO4 + 2 H2O Sulfato doble de sodio y potasio

Oxosales de amonio:


Son compuestos en cuya fórmula están contenidos hidrógeno y nitrógeno,

formando al ión amonio, oxígeno y no metal.

NH4OH + HNO3 NH4NO3 + H2O Nitrato de amonio

Balanceo de ecuaciones químicas

Como habrá observado, varias reacciones poseen número enteros ubicados

DELANTE de los compuestos involucrados en la misma. Esto responde a la Ley de

conservación de masas o Ley de Lavoisier, que dice: “En un sistema cerrado en el que

se produce una reacción química, la masa total se mantiene constante”.

Es decir que las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción deben

constar con igual número de átomos para cada elemento presente en la reacción: eso se

llama “balancear una reacción química”.

Por ejemplo:

Ca + O2 CaO no es una reacción balanceada, ya que de un lado de

la flecha tenemos 1 átomo de calcio y 2 átomos de oxígeno, y del otro lado, tenemos 1

átomo de calcio y 1 de oxígeno. Para balancear esta ecuación debemos contar cuántos

átomos de cada elemento tenemos de un lado de la flecha y colocar la misma cantidad

del otro lado… pero… SIN MODIFICAR LA FÓRMULA DEL COMPUESTO QUÍMICO.

Así:

2 Ca + O2 2 CaO ahora sí está balanceada pues hay:

- 2 átomos de calcio y 2 átomos de oxígeno de un lado

- 2 átomos de calcio y 2 átomos de oxígenos del otro lado.

Esto es válido para TODAS las reacciones químicas vistas.


Nomenclatura de compuestos inorgánicos

Compuesto

Binario/

ternario/

cuaternario

Elementos

Hidruros

metálicos

Binario H ; M Hidruro + M

Hidruro no

metálico

Binario H ; nM nM + uro

Hidrácidos Binario H ; nM(aq) Ac. + nM +

hídrico

Compuesto Binario/

ternario/

cuaternario

Elementos Clásica y

moderna

Sistemático

de stock

Estequiométrico

Sales

binarias de

hidrácidos

M/ c/1nºO

Binario M ; nM nM + uro + M Idem

clásica.

Sales

binarias de

hidrácidos M

c/2nºOx

Binario M ; nM nM + uro + M

+ oso/ico

nM + uro +

M + (I/II)

Óxidos

básicos

c/1nºOx

Binario O ; M Oxido de M Idem clásica Mono/di/tri oxido

de + M mono se

omite en M

Óxidos

básicos

c/2nºOx

Binario O ; M Oxido de M +

oso/ico

Oxido de M

+ (I/II)

Mono/di/tri oxido

de + mono/di/tri

de + M mono

se omite en M


Óxidos

ácidos

c/1nºOx

Binario

O ; nM

Anhídrido +

nM + ico

Oxido de

nM

Mono, di, tri

oxido de +

mo,di,tri + nM

mono se omite

en nM

Óxidos

ácidos

c/2nºOx

Binario

O ; nM

Anhídrido +

nM + oso/ico

Oxido de +

nM + (I/II)

Mono, di, tri

oxido de + mono,

di, tri + nM mono

se omite en nM

Compuesto Binario/

ternario/

cuaternario

Elementos Clásica y

moderna

Sistemático

de stock

Estequiométrico

Ácidos

oxácidos

c/1 n de Ox

Ternario

H ; nM ; O

Se cambia

anhídrido

por ácido +

nM + ico

Acido +

oxo/dioxo/tri

+oxo + mono,

di, tri +nM +

ico

Mono + nM

se omite

Ácidos

oxácidos

c/2 n de O

Ternario

H ; nM ; O

Se cambia

anhídrido

por ácido +

nM + oso/ico

Acido +

oxo/dioxo/tri

+oxo + mono,

di, tri +nM +

ico

Mono + nM

se omite

Bases o

hidróxidos

c/1nºOx

Ternario

M ; O ; H - -

(HO)-

Hidróxido +

de + M

Idem clásica


Bases o

hidróxidos

c/2nºOx

Ternario

M ; O ; H - -

(HO)-

Hidróxido +

de + M +

oso/ico

Hidróxido +

de + M + (I/II)

Oxosales

neutras c/ M

1nºOx

Ternario

M ; O ; nM

Oxácido -

ácido +

oso/ito + de

+M

Idem clásica

Oxosales

neutras c/ M

2nºOx

Ternario

M ; O ; nM

Oxácido , -

ácido +

ito/ato + M +

oso/ico

Mono,di,tri +

oxo + nM +

ato + (I/II) +

de + M + (I/II)

mono se

omite en nM

Oxosales

neutras c/ M

1nºOx

Ternario

M ; O ; nM

Ídem

clásica

anterior c/1

nº de O

Oxosales

neutras c/ M

2nºOx

Ternario

M ; O ; nM

Oxácido -

ácido +

oso/ito + de

+M + (I/II)

Sales ácidas

de

hidrácidos

Ternario

M ; H ; nM

Bi + clásica

neutra

Sales ácidas

de

hidrácidos

Ternario

M ; H ; nM

Acido +

clásica

neutra

Sales ácidas

de

hidrácidos

Ternario

M ; H ; nM

Hidrógeno +

clásica

neutra

Compuesto Binario/

ternario/

cuaternario

Elementos Clásico y

moderna

Sistemático

de stock

Estequiométrico


Sales

ácidas de

oxácidos

Cuaternario M ; + H ; O ;

nM

Bi + clásica sal

neutra

Mono,di,tri +

oxo + nM

(I/II) + de

hidrogeno y

M + (I/II)

mono se

omite en M

Sales

ácidas de

oxácidos


nM

Clásica +

interponer

ácido + M

Sales

ácidas de

oxácidos


nM

Hidro + clásica

neutra

Sales

ácidas de

oxácidos


nM

Hidrógeno +

clásica neutra

Sales

ácidas de

oxácidos

con tres o

más H

ácidos

Cuaternario M ; + 2/3H ; O

; nM

Mono/di/tri +

ácido + clásica

neutra

Oxo,di,tri +

oxo + nM +

ato + (I/II) +

mono,di,tri +

de hidrógeno

+ M + (I/II)

mono se

omite en M

Sales

ácidas de

oxácidos

con tres o

más H

ácidos

Cuaternario M ; + 2/3H ; O

; nM

Mono/di/trihidro

+ clásica sal

neutra

M = nombre del metal nM = nombre del no metal


TRABAJO PRÁCTICO VI

FÓRMULAS QUÍMICAS

1- Dados los siguientes pares de elementos, indique la reacción química que

ocurre entre ellos y el compuesto que se forma. En el caso en que el elemento

tenga más de un número de oxidación, escriba todos los compuestos que

puedan formarse:

a) Potasio y oxígeno

b) Calcio e hidrógeno

c) Plomo e hidrógeno

d) Azufre y oxígeno

e) Iodo y oxígeno

f) Bromo e hidrógeno

g) Nitrógeno y oxígeno

h) Níquel y oxígeno

i) Fósforo y oxígeno

j) Manganeso y oxígeno

k) Magnesio y oxígeno

l) Hierro y oxígeno

2- Escriba todas las nomenclaturas posibles para los compuestos anteriores

3- Seleccione cinco (5) ÓXIDOS BÁSICOS y forme, con ellos, los respectivos

HIDRÓXIDOS. Nómbrelos.

4- Seleccione cinco (5) ÓXIDOS ÁCIDOS y forme, con ellos, los respectivos

ÁCIDOS OXOÁCIDOS. Nómbrelos.

5- Dada una nomenclatura de ácidos oxácidos, escriba la ecuación de formación

de los mismos y su fórmula química. Luego, escriba todas las demás

nomenclaturas posibles:

- Ácido perclórico:

- Ácido trioxoyódico:

- Ácido oxobrómico:

- Ácido arsenioso:


6- Dadas las siguientes fórmulas químicas de ácidos oxácidos, escriba la ecuación

de formación de los mismos y todas las nomenclaturas posibles para cada uno

de ellos.

- HNO3:

- HClO2:

- HIO:

- H2SO3:

7- Dada una nomenclatura de hidróxidos, escriba la ecuación de formación de los

mismos y su fórmula química. Luego, escriba todas las demás nomenclaturas

posibles:

- Hidróxido de hierro (III):

- Hidróxido de Magnesio:

- Hidróxido estannoso:

- Hidróxido áurico:

8- Dadas las siguientes fórmulas químicas de ácidos oxácidos, escriba la ecuación

de formación de los mismos y todas las nomenclaturas posibles para cada uno

de ellos.

- Fe(OH)2:

- Ni(OH)3:

- NaOH:

- Pb(OH)4:

9- Dadas las siguientes ecuaciones químicas, obtenga las correspondientes sales

neutras, balancee y nómbrelas según todas las nomenclaturas posibles.

- Mg(OH)2 + H2CO3 →

- AgOH + H2SO4 →


- Al(OH)3 + HNO2 →

- Pb(OH)4 + HMnO4 →


ácidas, balancee y nómbrelas según todas las nomenclaturas posibles.

- Ca(OH)2 + H3PO4 →

- NaOH + H2CO3 →


básicas, balancee y nómbrelas según todas las nomenclaturas posibles.

- Au(OH)3 + HNO3 →

- Co(OH)2 + H2S →

RECUERDE BALANCEAR TODAS LAS REACCIONES QUÍMICAS


REACCIONES QUÍMICAS

Ley reconservación de la masa o ley de Lavoisier

Alguna vez se preguntó ¿Por qué se oxida el hierro? El hierro se oxida porque está en

contacto con el oxígeno, obteniéndose una sustancia que posee distintas propiedades

que el oxígeno y el hierro, un óxido, en este caso el óxido férrico, además, se libera

energía. ¿Qué sustancias teníamos antes de que se produjera el cambio? ¿Qué

sustancias obtuvimos después de cambio? ………………………………..

Antes del cambio químico o reacción química, teníamos hierro y oxígeno, que se

los llama sustancias reaccionantes o reactivos; después del cambio obtuvimos, óxido

férrico, que se lo denomina producto de la reacción.

Una reacción química se origina cuando una o más sustancias se transforman en

una o más sustancias diferentes. Las sustancias iniciales se llaman reactivos o

sustancias reaccionantes y las sustancias que se obtienen se denominan productos

de la reacción. En una reacción química se produce sólo una reubicación de todos los

átomos presentes. Es como si se desarmaran las uniones de los reactivos y nos

quedaran sólo los átomos, y, éstos se unieran formando nuevos productos.

Las reacciones químicas se expresan mediante ecuaciones químicas. Para

escribir una ecuación química se colocan a la izquierda las sustancias reaccionantes,

luego, una flecha que se lee “se transforma/n” y, finalmente, a la derecha los productos

de la reacción.

Sustancias Reaccionantes o reactivos Productos de la reacción

Esta ecuación se lee: las sustancias reaccionantes se transforman en los

productos de la reacción. Para el ejemplo mencionado podemos escribir:

El hierro reacciona con el oxígeno para formar óxido férrico. Pero… en química,

escribimos mediante los símbolos de los elementos y las fórmulas.

En general escribimos:

A + B C + D


Donde A y B son las sustancias reaccionantes y, C y D, son los productos que

pueden ser átomos, moléculas o iones.

Como dijimos, en una reacción química se produce una reordenamiento de los

átomos, en otras palabras, los átomos no se crean ni se destruyen; en consecuencia, la

ecuación química que representa la reacción química debe ser balanceada, es decir,

debemos tener la misma cantidad de átomos del lado izquierdo de la ecuación que del

lado derecho. Por lo tanto, en un sistema aislado, la masa de las sustancias

reaccionantes debe ser igual a la masa de los productos de la reacción, lo que se

conoce como Ley de Conservación de la masa o ley de Lavoisier8, y se lo representa

por:

reaccion la de productos Masas tesreaccionan sustancias Masas

Ejercicio: Escriba la ecuación que representa la reacción entre el oxígeno y el hierro para

formar el óxido férrico.

Repuesta: ………….

A fin de proporcionar mayor información al escribir una ecuación química, se

suele anotar el estado físico de los reactivos y de los productos mediante las

abreviaturas g, l y s entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido,

respectivamente. El estado de vapor se indica con la letra v. En el caso en que la

sustancia se encuentre en solución acuosa se escribe, entre paréntesis, ac, que indica

ambiente acuoso.

Por ejemplo, la combustión del gas natural. El gas natural es una mezcla de

diversas sustancias, siendo el metano, CH4, el componente principal. La ecuación que

describe la reacción del metano con exceso de oxígeno es:

8 Lavoisier, Antoine Laurent (1743-1794). Nacido e n Francia, estudió simultáneamente leyes y ciencias, en especial,

química. Entre otras cosas, descubrió la composición del aire y enuncio su teoría sobre la indestructibilidad de la

materia “nada se crea, todo se transforma”.


CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O(g)

Los cambios que se producen en las reacciones no incluyen la posibilidad de

que un elemento se transforme en otro elemento, ya que esto implicaría una

modificación en el núcleo, fenómeno que no alcanza a producirse en las

reacciones químicas.

Ejercicios:

1. Indique que subíndices se usan en las ecuaciones químicas para indicar que un

reactivo o producto está en estado gaseoso, líquido, sólido o en solución

acuosa.

Respuesta: ……………………………………..

2. Describa con palabras el significado de la siguiente ecuación:

2 Al (s) + 3 O2 (g) ———> 2 Al2O3 (s)

3. Dada la transformación química representada en la siguiente ecuación:

2 NO (g) + O2 (g) ———> 2 NO2 (g)

¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?

a) La reacción se inicia por calentamiento.

b) Dos moléculas de óxido nítrico reaccionan con una molécula de oxígeno para

formar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

c) La reacción se completa en pocos minutos, después de mezclar los reactivos.

d) En esta reacción todas las sustancias son gases.

e) Esta reacción ocurre al chocar dos moléculas de NO con una molécula de O2.

f) 2 moléculas de NO(g) reaccionarán con 3 moles de O2(g)

Clasificación de reacciones químicas

Existen muchas maneras de clasificar las reacciones químicas. Una clasificación

requiere establecer un criterio preciso, en base a características comunes, que permita

formular predicciones y conocer excepciones a un comportamiento uniforme general.

A continuación se presentan algunos criterios y clasificaciones:

De acuerdo a las fases en que se verifican las reacciones pueden ser:

Homogéneas (cuando los reactivos y los productos se encuentran en la misma fase).


Por ejemplo, reacciones que involucran gases (oxidación del SO2 para formar SO3)

Heterogéneas (cuando en el sistema hay distintas fases).

Las mismas pueden ocurrir entre un gas y un sólido (oxidación de un metal en

aire); entre un líquido y un sólido (ataque del HNO3 sobre CaCO3 ); entre un gas y

un líquido, o entre dos sólidos.

Considerando la naturaleza de las especies que intervienen, pueden ser:

Moleculares (se consignan moléculas)

Iónicas (se consignan iones)

En relación al equilibrio:

Irreversibles (conversión total). Transcurren en un solo sentido con consumo

total de al menos uno de los reactivos. Se indica con una sola flecha en la

ecuación química.

Ejemplo: CaO + H2O Ca(OH)2

Reversibles (se llega al equilibrio antes de que se alcance el 100 % de

conversión). Se indica con doble flecha.

Ejemplo: CaCO3 + calor CaO + CO2 Sistema cerrado

NH3 + H2O NH4OH

De acuerdo al intercambio energético:

Reacciones exotérmicas: Cuando se transfiere energía del sistema inicial al medio ambiente, como en el caso de la mayoría de las reacciones de combustión.

Ejemplo: 2H2 + O2 2H2O + calor (ΔH=116Kcal)

Reacciones endotérmicas: Cuando se transfiere energía del medio ambiente al sistema, como en el caso de la fusión del hielo.

Ejemplo: Al2O3 + calor (ΔH= 399 Kcal) 2 Al + 3/2 O2

La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa,

eléctrica, etc, pero habitualmente se manifiesta en forma de calor. El calor desprendido o

absorbido en una reacción química, se llama calor de reacción y tiene un valor

característico para cada reacción, en unas determinadas condiciones de presión y

temperatura.

Podemos considerar el tipo de compuesto que se obtiene como producto, por

ejemplo:

Reacciones con formación de sales y agua.


Reacciones con formación de gases.

Reacciones con formación de sustancias que precipitan.

Reacciones con formación de sustancias con cambio de número de oxidación.

Teniendo en cuenta este comportamiento, las reacciones químicas se pueden

clasificar en:

1. Reacciones de combinación o síntesis

2. Reacciones de descomposición

3. Reacciones de desplazamiento o sustitución

4. Reacciones de doble desplazamiento

5. Reacciones de neutralización

6. Reacciones redox

Estudiaremos sólo algunas de estas reacciones.

Ejercicio: ¿Cual es la diferencia entre las transformaciones químicas reversibles y

las irreversibles? ¿Con qué signo indicamos en las ecuaciones químicas, que se trata

de una reacción irreversible o no?

Respuesta: ………………..

1- Reacciones de combinación o síntesis

a. Las reacciones en las que dos o más sustancias se combinan para formar un

compuesto se llaman reacciones de combinación. Incluyen:

combinación de dos elementos para formar un compuesto,

combinación de un elemento y un compuesto para formar un nuevo

compuesto, y,

combinación de dos compuestos para formar un nuevo compuesto.

Por ejemplo:


Ejercicios:

1. Escriba ecuaciones balanceadas en las que se indique la combinación de los

siguientes metales del grupo IA con los no metales del grupo VII A. a) Li y

Cl2, b) K y F2, y c) Na e I

2.

2. Complete e iguale las siguientes ecuaciones químicas:

a- ............. + ........... ———> Na2O (s)

b- Ag2O(s) + H2O(l) ———>

c- CO2(g) + MgO(s) ———>

d- SiO2(s) + H2O(l) ———>

e- CO(g) + ............ ———> CO2 (g)

f - ............ + H2(g) ———> HBr (g)

g- S8 (s) + ........... ———> SO2 (g)

3. Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representan las siguientes

reacciones químicas:

A) Síntesis del óxido ferroso.

B) Síntesis del dióxido de carbono.

C) El azufre, S8, se combina con el hidrógeno, H2, para formar sulfuro de

hidrógeno.

D) El dióxido de azufre se combina con el oxígeno, para formar trióxido de

azufre.


2- Reacciones de descomposición

Son aquellas reacciones en las que un compuesto se descompone, por acción

de un agente físico (calor, electricidad, luz), para producir:

dos elementos,

un elemento y uno o más compuestos, y

dos o más compuestos.

Por ejemplo:

Ejercicio:

Complete e iguale las siguientes ecuaciones químicas:

a) CaO (s) + calor

b) MgCO3(s) + calor

c) Ca(HCO3) 2 (s) + calor

d) (NH4) 2CO3 (s)+ calor

e) NaOH(s) + calor

f) H2CO3 (ac) + calor

3 –Reacciones de desplazamiento o sustitución

Las reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro elemento en un

compuesto se llaman reacciones de desplazamiento.

Para saber si se produce la reacción debemos trabajar con la tabla de potenciales

de oxidación.


SERIE DE ACTIVIDAD

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Cu Hg Ag Pt Au

Los elementos que poseen mayor potencial de oxidación se oxidan con mayor

facilidad (pierden electrones) para dar iones positivos.

Existen distintos casos:


Cualquier metal alcalino (grupo 1ª) reacciona con el agua produciéndose una reacción de desplazamiento.

2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(ac) + H2(g)

Un halógeno desaloja de su sal a otro halógeno

Cualquier halógeno desplaza a los halógenos menos

electronegativos (más pesados) de sus sales binarias (la electronegatividad

de los halógenos disminuye al descender en el grupo).

2 KBr(ac) + Cl2(g) 2 KCl(ac) + Br

2(l)

Ejercicios:

1. Indique cuál de las siguientes sustancias puede desplazar al hidrógeno cuando

se coloca una pieza de metal en solución diluida de H2SO4 : Zn y Ag.

2. Indique cuál de los siguientes metales puede desplazar al cobre en una

solución acuosa de sulfato de cobre (II): Hg y Fe.


3. Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representan las siguientes

reacciones químicas:

a) cloro + bromuro de potasio

b) ácido sulfúrico + aluminio

c) potasio + agua

4- Reacciones de doble desplazamiento o doble sustitución

Son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para dar otros dos

nuevos compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. Con

frecuencia se describen como reacciones en las cuales los iones de los dos compuestos

simplemente cambian de compañero.

Hay muchos tipos, describiremos muy brevemente las reacciones entre sales o de

precipitación:

Es cuando reaccionan dos sales que se encuentran en solución acuosa y se

forma un sólido insoluble que se separa de la solución llamado precipitado.

Por ejemplo:

Ejercicio:

Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representa la siguiente reacción química:

nitrato de plata + cloruro de potasio, dando sal insoluble de plata

5- Reacciones de neutralización

Es la reacción entre una sustancia ácida y una sustancia básica con la formación

de sal y generalmente agua.

El rasgo esencial de una reacción de neutralización es la transferencia de

protones y en particular la transferencia de un protón desde el H+ al OH-. Por ejemplo en


la neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio para formar cloruro de

sodio, cuya ecuación redesarrolla más abajo.

La neutralización puede ser:

total, cuando se forman sales neutras, o

parcial, cuando se forman sales ácidas o básicas.

Veremos un ejemplo de neutralización total,

NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(s) + H2O(l)

Es la reacción entre un ácido y una base con la formación de sal y generalmente agua.

Ejercicio:

Complete e iguale las siguientes ecuaciones de neutralización:

a) H2SO4(ac) + ......... KHSO4 (ac) + H2O(l)

b) HNO3(ac) + Mg(OH)2(ac)

6- Reacciones de óxido-reducción o redox

Muchos procesos que ocurren en la naturaleza o en los seres vivos son un tipo

especial de reacción química llamadas reacciones de óxido-reducción o redox, como la

corrosión de los metales, la respiración, la fotosíntesis y la fermentación.

Las reacciones de óxido-reducción o redox implican una transferencia de

electrones, ya sea parcial o totalmente de un átomo a otro. A la pérdida de electrones

se lo denomina oxidación, mientras que la ganancia de electrones se llama reducción.

La oxidación y la reducción son procesos complementarios. Siempre ocurren

simultáneamente y en cantidades iguales: la cantidad de electrones que pierde una

sustancia debe ser ganados por otra.

130 Introducción a las Ciencias Naturales

TRABAJO PRÁCTICO DE AULA VII

REACCIONES QUÍMICAS

1. Dadas las siguientes reacciones:

a) H2SO4(ac) + 2 KOH(ac) K2SO4(ac) + 2 H2O(l)

b) Rb(s) + Br2(l) 2 RbBr(s)

c) F2(g) + 2 KI(ac) 2 KF(ac) + I2(s)

d) SiO2(g) + CaO(s) CaSiO3(s)

e) S(s) + O2(g) SO2(g)

f) BaCO3(s) CO2(g) + BaO(s)

g) HgS( s) + O2(g) SO2(g) + Hg(l)

h) H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

i) Pb(s) + 2 HBr(ac) PbBr2(s) + H

2(g)

j) CaCO3 + calor CaO + CO2 (sistema cerrado)


k) H2SO4 + 2 NaCl 2 HCl + Na2SO4

l) H2S + 2 AgOH Ag2S + 2 H2O

m) N2O

5(s) + H

2O(l) 2 HNO

3(ac)

n) CO(g) + H2O(l) H

2(g) + CO

2(g)

o)

* Identifique las reacciones de doble desplazamiento.

* Identifique las reacciones de óxido-reducción.

. * Identifique las reacciones de descomposición.

* Identifique las reacciones de combinación.

* Identifique las reacciones de desplazamiento.

2. Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representan las siguientes reacciones

químicas:

a) Síntesis del trióxido de azufre

b) Oxidación del dióxido de azufre

c) nitrato de plata + cromato de potasio, dando sal insoluble de plata

d) descomposición térmica del clorato de sodio

e) Síntesis del óxido férrico

f) cloro + bromuro de potasio

g) ácido sulfúrico + aluminio

h) litio + agua

i) nitrato de plomo (II)+ ioduro de potasio, dando sal insoluble de plomo

j) sulfuro de sodio + cloruro de cinc, dando sal insoluble de sodio

3. Dados los siguientes reactivos, diga si es factible o no la reacción entre ellos. En caso

afirmativo, escriba la ecuación química, balancee y justifique:


a- Na2CO3 + H2SO4

b- FeCl3 + Cu

c- HCl + Ag

d- Cu(NO3)2 + Mg

e- Na2CO3 + CaCl2

f- H2SO4 + Zn


TRABAJO PRÁCTICO DE PROBLEMAS

En este Trabajo Práctico encontrará problemas de aplicación para cada uno de los

Temas desarrollados en la Guía de Introducción a las Ciencias Naturales. Los mismos le

ayudarán a comprobar sus conocimientos y a integrar cada uno de los temas, ya que las

dificultades van creciendo a medida que los vaya resolviendo.

No dude en consultar a sus profesores.

Tema 1:

1- Clasifique cada uno de los siguientes enunciados como hipótesis, ley o teoría:

a. La contribución de Beethoven a la música hubiera sido mejor si se hubiera

casado.

b. Una hoja de otoño cae hacia el suelo porque hay una fuerza de atracción entre

ella y la Tierra.

c. Toda materia está compuesta de partículas muy pequeñas llamadas átomos.

2- Un volumen de 1,0mL de agua de mar contiene 4,0 x 10-12g de oro. El volumen total

del agua del océano es de 1,5 x 1021L. Calcule la cantidad total de oro (en gramos)

que hay en el agua de mar.

3- Las mediciones muestran que 1,0g de hierro (Fe) contiene 1,1 x 1022 átomo de Fe.

¿Cuántos átomos de Fe hay en 4,9g de Fe, la cual es la cantidad total de hierro en

el cuerpo de un adulto promedio?

4- ¿Cuántos minutos tarda la luz del sol para llegar a la Tierra? La distancia del sol a

la Tierra es de 150 millones de kilómetros; la velocidad de la luz es de 3,00 x 108

m/s.

5- Una esfera de plomo tiene una masa de 1,20 x 104g y su volumen es de 1,05 x

103cm3. Calcule la densidad del plomo.

6- El litio es el metal menos denso conocido ( = 0,53g/cm3). ¿Cuál es el volumen que

ocupan 1,20 x 103g de litio?

7- El siguiente procedimiento se empleó para determinar el volumen de un matraz. El

matraz se pesó seco y después se pesó lleno de agua. Las masas del matraz vacío


y lleno fueron 56,12g y 83,39g, respectivamente. Si la densidad del agua es de

0,9976g/cm3, calcule el volumen en cm3 del matraz.

Tema 2:

1- Clasifique cada uno de los siguientes como elemento, compuesto, mezcla

homogénea o mezcla heterogénea:

a. Leche chocolatada.

b. Gas helio.

c. Cloruro de sodio.

d. Bebida gaseosa.

e. Aire.

2- ¿Cuáles de las mezclas siguientes son homogéneas? Explique sus respuestas:

a. Azúcar disuelta en agua.

b. Té y hielo.

c. Lodo.

d. Nafta.

e. Dióxido de carbono.

3- Elabore una lista de cinco (5) soluciones que comúnmente se encuentran en el

hogar.

4- Elabore una lista de cinco (5) cambios químicos que le sean familiares, en los

cuales se presente un cambio energético de importancia.

5- Proponga un experimento que permita separar limaduras de cobre y sal.

6- En qué proceso un líquido se convierte en gas

a. Fusión.

b. Vaporización.

c. Condensación.

d. Sublimación.

e. Solidificación.

7-


a. El gráfico representa una curva de:

b. La temperatura de fusión es de:

c. La temperatura de ebullición es de:

d. La temperatura de solidificación es:

e. A 25°C la sustancia se encuentra en estado físico:

8- Supongamos que usted decide preparar puré de papas instantáneo. Para esto coloca

una cacerola con 500 mL de agua sobre una hornalla encendida:

a. Representar en un gráfico cómo varía la temperatura del agua a medida que

transcurre el tiempo, desde que colocó el agua hasta 1 minuto después de que el

agua hierve.

b. Si por algún motivo desea que el agua hierva a 95 0C ¿cuál de los siguientes

procedimientos sería el apropiado para lograrlo?:

1. usar una olla a presión

2. preparar la comida en una localidad alta, por ejemplo Uspallata.

3. utilizar un recipiente de mayor volumen

4. utilizar una hornalla donde se entregue menor cantidad de energía

5. dejar la cacerola menos tiempo expuesta al fuego

Justifique la respuesta elegida y justifique las respuestas que descarta

c. Las instrucciones del envase indican que, luego de que el agua ha hervido, se debe

agregar un trozo de manteca y leche fría. Para revolver el contenido de la cacerola

¿usaría una cuchara de metal o una de madera?

Utilice argumentos científicos para justificar su elección.


9- Un alumno preguntó: cuando el hielo funde (se derrite), ¿qué les pasa a las

moléculas de agua? Hubo compañeros que arriesgaron respuestas:

a. las moléculas funden (se derriten)

b. las moléculas se mueven más libremente

c. las moléculas comienzan a moverse

d. las moléculas cambian de forma

e. las moléculas se hacen líquidas

¿Cuál o cuáles de las respuestas anteriores son correctas? ¿Por qué las otras no lo

son?

Tema 3

1- ¿Cuántos átomos hay en 5,01 moles de azufre?

2- ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes

elementos: As; Na; Si; Br.

3- ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa:

2 átomos de plomo ó 5,1 x10-23 moles de helio?

4- ¿Cuántas moléculas de etano, C2H6 están presentes en 0,334g del gas?

5- El estaño existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composición

porcentual en masa de Sn y de O en SnO2.

6- El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones

y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O.

a. Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O del alcohol cinámico.

b. ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están presentes en una muestra de

0,469g?


7- ¿Cuántos moles de O se necesitan para combinarse con 0,212 moles de C para

formar:

a. CO

b. CO2

8- En ciertas condiciones, el azufre existe en forma de S8, S6, S4, S2 y S.

a. ¿Es la masa de un mol de cada una de estas moléculas la misma?

b. ¿Es el número de moléculas de un mol de cada una de estas moléculas el

mismo?

c. ¿Es el número de átomos de S de un mol de cada una de estas sustancias el

mismo?

9- La composición porcentual en masa de la cocaína es: 67,30% de C; 6,930% de H;

21,15% de O y 4,62% de N. ¿Cuál es la fórmula mínima de la cocaína?

10- La lisina es un aminoácido esencial. En un experimento se encontró que la

molécula de lisina tiene dos átomos de nitrógeno. En otro experimento se

determinó que la lisina contiene 19,2% de N; 9,64% de H, 49,3% de C y 21,9% de

O en masa. ¿Cuál es la fórmula molecular de la lisina?

Tema 4

1- Proporcione dos ejemplos para cada uno de los siguientes incisos:

a. Una molécula diatómica que contenga átomos del mismo elemento.

b. Una molécula diatómica que contenga átomos de diferentes elementos.

c. Una molécula poliatómica que contenga átomos del mismo elemento.

d. Una molécula poliatómica que contenga átomos de distintos elementos.

2- Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes iones

comunes: K+; Mg2+; Al3+; Br-; Mn2+; Fe3+; I-; O2-.


3- ¿Cuáles de los siguientes compuestos es probable que sean iónicos? ¿Cuáles serán

moleculares? CH4; NaBr; BaF2; CCl4; ICl; CsCl; NF3; LiF.

4- Explique por qué los electrones del enlace covalente carbono-flúor están más

desplazados hacia el átomo del halógeno que en el enlace carbono-bromo.

5- Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los

siguientes átomos para formar cationes y aniones:

a. Na y F.

b. K y S.

c. Ba y O.

d. Al y N.

e. Mg y Cl.

6- Dibuje una estructura de Lewis para el pentóxido de dinitrógeno (N2O5) en la que

cada átomo de nitrógeno esté enlazado con tres átomos de oxígeno.

Tema 5

1- Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para dar hidrógeno gaseoso y el

hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre

entre el litio y el agua:

2 Li(s) + 2 H2O 2 LiOH(ac) + H2(g)

a. ¿Cuántos moles de H2 se formarán al completarse la reacción de 6,23 moles de Li en

agua?

b. ¿Cuántos gramos de H2 se formarán al completarse la reacción de 80,57g de Li en

agua?

2- Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para

proporcionar energía, que se utiliza para el crecimiento y para otras funciones. Una

ecuación general total para este complicado proceso es:

Glucosa + Oxígeno Dióxido de carbono + Agua


C6H12O6 + O2 CO2 + H2O

a. Balancee la ecuación.

b. Si una persona consume 856g de glucosa durante cierto período, ¿Cuál es la masa

de CO2 producido?

3- ¿Cuántas moléculas de gas ideal hay en un matraz de 5,00L en TPN?

4- Qué masa de KNO3 tiene que descomponerse para producir 21,1L de oxígeno,

medido a TPN? Balancee la ecuación.

KNO3(s) KNO2(s) + O2(g)

5- ¿Cuántos gramos de cloro deben reaccionar con 10,0g de sodio para formar NaCl?

6- Calcule cuántos átomos de oxígeno hay en 39,6g de sulfato de calcio.

7- ¿En qué masa de clorato de potasio hay 40,0g de oxígeno?

8- El mercurio se encuentra como sulfuro en un mineral llamado cinabrio, HgS.

¿Cuántos gramos de mercurio hay en 725g de HgS puro?

Tema 6

1- La piedra caliza (CaCO3) reacciona con el ácido muriático (HCl) para formar cloruro

de calcio, dióxido de carbono y agua.

a. ¿Cuántos moles de HCl se necesitan para disolver 5,4 moles de piedra caliza?

b. ¿Cuántos moles de agua se forman en a.?

2- ¿Qué masas de cloruro cobaltoso y de fluoruro de hidrógeno se necesitan para

preparar 7,25 moles de fluoruro cobaltoso según la reacción? Balancee la reacción.

CoCl2 + HF CoF2 + HCl

3- ¿Qué masa de pentano, C5H12, produce 8,555 x 1022 moléculas de CO2 cuando se

quema con oxígeno en exceso?

4- Calcule la masa de propano, C3H8, que al reaccionar con oxígeno en exceso forma

7,25 moles de agua.

5- ¿Qué masa de potasio puede producirse por reacción de 87,50g de Na con 87,50g de KCl?

La reacción es endotérmica.

6- La reacción siguiente tiene lugar a temperatura elevada:

Cr2O3(s) + Al(l) Cr(l) + Al2O3(l)


Si se mezclan 50,5g de Cr2O3 con 12,6g de Al y se hacen reaccionar hasta que uno de los

reactivos se termina.

a. ¿Qué reactivo queda sin reaccionar?

b. ¿Cuánto queda de éste?

c. ¿Cuántos gramos de cromo se forman?

7- El cloro gaseoso desplaza al bromo de una disolución acuosa de bromuro de potasio para

formar cloruro de potasio acuoso y bromo acuoso. Escriba la ecuación química de esta

reacción. ¿Qué masa de bromo se produce si reacciona 0,631g de cloro?

8- El cloro gaseoso y el flúor gaseoso experimentan una reacción de síntesis para formar el

compuesto interhalogenado; ClF.

a. Escriba la ecuación química de esta reacción.

b. Calcule la masa de flúor que se necesita para reaccionar con 8,12g de Cl2.

c. ¿Cuántos gramos de ClF se forman?

cuadernillocienciasnaturales-2013.pdf

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