texto de quimica 8°
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Texto para la enseñanza de la QuímicaTRANSCRIPT
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INTRODUCCIÓN El estudio de los procesos químicos es una aventura exploratoria, sobre los fenómenos
cotidianos del mundo y sobre todos los procesos técnicos e industriales que se derivan a
partir de sencillos procedimientos conocidos por el hombre desde tiempos inmemoriales.
La química está presente en todos los procesos biológicos, físicos y del entorno natural,
como un pilar fundamental que soporta la esencia de la naturaleza y la composición misma
de los seres vivos.
Este texto está planteado de forma tal que el alumno potencialice sus habilidades y destrezas
cognitivas, poniendo en práctica las funciones y operaciones mentales; al tener que asumir
frente a su aprendizaje una actitud investigativa y reflexiva. Para ello toma cuatro ejes
fundamentales de la enseñanza de la química en cada grado y desarrolla un referente
conceptual para cada uno de ellos. Posteriormente proporciona ejercitaciones sobre cada eje
conceptual estudiado, que complementan el proceso de aprendizaje.
Esta obra no pretende ser un libro de texto de química, ni reemplazar el mismo como tal, tan
solo constituye el resultado de varios años de trabajo docente en este campo y se publica
con el deseo, que usted amigo lector, disfrute tanto de su lectura y actividades y poder así
realizar un aporte al conocimiento global.
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UNIDADES TEMATICAS
EJE TEMÁTICO UNIDAD 1 APRENDO LA HISTORIA DE LA QUIMICA
Importancia de la Química Historia de la Química.
EJE TEMÁTICO UNIDAD 2 ANALIZO LA TEORIA ATOMICA
Teoría atómica Modelos atómicos Modelo cuántico
Configuración electrónica
EJE TEMÁTICO UNIDAD 3 ESTUDIO LAS PROPIEDADES PERIODICAS
Estructura y modelo Propiedades periódicas
Tipos de enlace químico
EJE TEMÁTICO UNIDAD 4 ANALIZO LAS REACCIONES QUIMICAS
Cambios de estado Reacciones químicas
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INDICADORES DE COMPETENCIA
UNIDAD 1 Reconoce y explica en forma oral y escrita, los conceptos relacionados con la estructura atómica y los modelos del átomo.
Establece relaciones entre los diferentes modelos del átomo y la teoría atómica
UNIDAD 2 Identifica el concepto de configuración electrónica y lo aplica en la solución de ejercicios propuestos.
Analiza la estructura fundamental de la tabla periódica identificando su sistema de organización y su relación con la notación electrónica.
UNIDAD 3 Identifica las propiedades periódicas de los elementos en función de su ubicación en la tabla.
Reconoce las propiedades de los elementos y compuestos en función de su enlace químico
UNIDAD 4 Identifica las características de un cambio de estado como proceso de la materia y lo emplea para analizar cambios en elementos y compuestos.
Reconoce una reacción química dentro de un experimento o proceso dado.
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UNIDAD 1
1. IMPORTANCIA DE LA QUIMICA
1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Al definir la Química como la ciencia que estudia la materia y sus transformaciones, es fácil deducir que nos encontramos rodeados de materia y que apreciamos constantemente sus cambios, por lo que no es aventurado decir que la química está presente en todas las manifestaciones de nuestra vida. Si revisamos nuestro entorno veremos un medio ambiente con procesos químicos, una tecnología que depende de los mismos y una industria que produce bienes e insumos para nuestro diario vivir transformando materiales en otros nuevos.
1.2 REFERENTES http://html.rincondelvago.com/quimica_18.html http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/relev1.htm http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p12.htm 1.3 ACTIVIDADES
En grupos de dos alumnos discutan que manifestaciones de la química pueden apreciar en la vida cotidiana. En su libreta elaboren un mapa conceptual que resuma la importancia de la química en la vida cotidiana.
Consulte los referentes y bibliografía propuestos y elabore un ensayo sobre la importancia de la química.
2. HISTORIA DE LA QUIMICA
2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES La historia de la química entronca con la de la alquimia en sus comienzos, y su crecimiento acelerado hace que hoy en día pueda hablarse de la historia de campos parciales dentro de ella. La Historia de la Química puede dividirse en 4 grandes épocas: 1.- La antigüedad, que termina en el siglo III a.C. Se producían algunos metales a partir de sus minerales (hierro, cobre, estaño). Los griegos creían que las sustancias estaba formada por los cuatros elementos: tierra, aire, agua y fuego. El atomismo postulaba que la materia estaba formada de átomos, teoría del filósofo griego Demócrito de Abdera. Se conocían algunos tintes naturales y en China se conocía la pólvora. 2.- La alquimia, entre los siglos III a.C. y el siglo XVI d.C. Se buscaba la piedra filosofal para transformar metales en oro. Se desarrollaron nuevos productos químicos y se utilizaban en la práctica, sobre todo en los países árabes Aunque los alquimistas estuvieron equivocados en sus procedimientos para convertir por medios químicos el plomo en oro, diseñaron algunos aparatos para sus pruebas, siendo los primeros en realizar una "Química Experimental".
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3.- La transición, entre los siglos XVI y XVII Se estudiaron los gases para establecer formas de medición que fueran más precisas. El concepto de elemento como una sustancia que no podía descomponerse en otras. La teoría del flogisto para explicar la combustión. 4.- Los tiempos modernos que se inician en el siglo XVIII cuando adquiere las características de una ciencia experimental. Se desarrollan métodos de medición cuidadosos que permiten un mejor conocimiento de algunos fenómenos, como el de la combustión de la materia.
Tomado de http://enciclopedia.us.es/index.php/Historia_de_la_qu%EDmica
2.2 REFERENTES http://www.geocities.com/manuvilla2000/ http://www.geocities.com/fisicaquimica99/quimica02.htm http://www.galeon.com/labquimica/historiaqui.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica 2.3 ACTIVIDADES
Con el apoyo del docente en su libreta elabore un mapa conceptual que resuma la historia de la química según el texto leído en clase.
Consulte los referentes y bibliografía propuestos y elabore un ensayo sobre la historia de la química
3. EVALUACION UNIDAD 1 Elabora una presentación en power-point donde se muestre como la química interviene en un proceso industrial desde la antigüedad. Puede tomar como ejemplos la metalurgia, el curtido de pieles, la industria del papel, los colorantes naturales, la fermentación de vinos y cervezas, la elaboración de pan, yogurt y kumis, entre otros.
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UNIDAD 2
1. TEORIA Y MODELOS ATOMICOS 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES A continuación se presenta una breve reseña de los principales momentos históricos en la formulación de la teoría atómica contemporánea: •450 d.C. DEMOCRITUS, filosofo griego propuso que toda la materia está constituida de partículas indivisibles llamadas átomos. •1678 CHRISTIAN HUYGENS Postulo que la luz es una onda la cual se mueve y actúa como ondas en el agua. •1684 SIR ISAAC NEWTON estableció que " La materia está formada de partículas masivas sólidas impenetrables", de un tamaño definido las cuales se combinan en varias formas para producir las sustancias. •1687 SIR ISAAC NEWTON Desarrollo la " teoría de la luz corpuscular ", donde la luz se piensa como el resultado de "corpúsculos luminosos" o partículas las cuales producen las ondas que nosotros vemos como luz. •1864 CLERK MAXWELL Desarrolla una serie de ecuaciones expresando la relación que existente entre las fuerzas magnéticas y eléctricas. •1873 CLERK MAXWELL Establece que existe una fuerte razón para deducir que la luz por sí misma es un perturbación electromagnética. •1887 HEINRICH HERTZ Descubrió el efecto fotoeléctricos, Donde un rayo de luz que toca una superficie metálica en el vació se carga positivamente. •1895 SIR JOSEPH THOMPSON Prueba la existencia de partículas cargadas negativamente, llamadas electrones, los cuales existen como parte del átomo. •1900 MAX PLANCK Desarrolla las bases de la teoría cuántica moderna al encontrar que la luz es emitida o absorbida por el átomo en cantidades discretas llamadas cuantos. •1905 ALBERT EINSTEIN En su explicación del efecto fotoeléctrico propone que la luz debe tener propiedades de partículas y de onda. •1911 LORD ERNEST RUTHERFORD Descubrió que el núcleo del átomo es muy pequeño en relación al átomo. El propuso que tenia electrones cargados negativamente y que estaban girando alrededor del núcleo pesado y cargado. •1913 NIELS BOHR Sintetizo el descubrimiento de Rutherford en un modelo razonable del modelo actual del átomo, usando el hidrogeno como ejemplo. Bohr propuso una partícula central cargada positivamente con movimiento circular de otras a su alrededor en órbitas. Esta importante de la teoría de Bohr fueron las órbitas del electrón, que se daban en formas predeterminadas. Si un electrón absorbe energía, es promovido a un orbital exterior desde el núcleo. A su vez cuando decae de una órbita a otra libera energía en forma de luz y los colores de estas emisiones dependen de la transición de niveles inicial y final en forma discreta.
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•1916 ARNOLD SOMMERFELD Propuso unas órbitas elípticas para los orbitales a diferencia de las formas circulares de Bohr, pero no propone formas de emisión o absorción de energía al interior del átomo. •1923 LOUIS DE BROGLIE Propuso que todos los objetos tienen propiedades de onda. Los objetos más livianos tienen más propiedades de onda. En especial el electrón posee la configuración de ondas estacionarias alrededor del núcleo. •1925 WOLFGANG PAULI Desarrollo el principio de exclusión de Pauli en el cual dos electrones dentro del mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. •1925 UHLENBECK y GOUDSMIT Mostraron que el electrón poseía una un spin con dirección respecto a un eje de rotación. •1926 ERWIN SCHROEDINGER Desarrollo una ecuación basada en el concepto de onda de Broglie, expresando la posible localización de un electrón. Estas regiones probables de los electrones se denominaron nubes electrónicas de carga alrededor de un núcleo generando diferentes formas para diferentes orbitales. •1927 WERNER HEISENBERG Derivo su "Principio de incertidumbre" el cual establece que es imposible determinar simultáneamente el momentum y la posición de un electrón. •1929 LINUS PAULING Mostró que dos electrones podían formar una disposición de ondas estables mediante espines paralelos.
Tomado de http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/atomica.html
1.2 REFERENTES http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_at%C3%B3mica http://mipagina.cantv.net/aquilesr/t_atomica.htm http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap01/apq1_05a_Teoria_Atomica.php http://72.14.209.104/search?q=cache:1TNRz4Hyj3IJ:nicolasordonez0.tripod.com/TOMICOS.doc+%22+modelo+atomico+de+la+mecanica+cuantica%22&hl=es&gl=co&ct=clnk&cd=18 1.3 ACTIVIDADES
Consulte los referentes y bibliografía propuestos y elabore un ensayo comparativo sobre los modelos atómicos propuestos por Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr.
Complete el siguiente cuadro con los elementos de su consulta:
MODELO/ THOMSON RUTHERFORD BOHR
DIBUJO DEL MODELO BASADO
EN SUS POSTULADOS
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2. MODELO DE LA MECANICA CUANTICA 2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Las ideas de De Broglie sobre la dualidad onda-corpúsculo sirvieron de base para el desarrollo de la mecánica cuántica y su aplicación al estudio de la organización interna del átomo. A partir del año 1925, físicos como Schrödinger por una parte y Heisenberg y Dirac por otra, construyeron sendas formulaciones de esa nueva mecánica que se conocen como mecánica ondulatoria y mecánica de matrices respectivamente. Ambas describen y explican con excelente aproximación los espectros atómicos y otros muchos fenómenos en el nivel microscópico y, aunque diferentes en su concepción matemática, pueden ser consideradas equivalentes. Aun cuando se trata de un átomo nuclear formado por un núcleo central y un enjambre de electrones a su alrededor, el modelo atómico que aporta la mecánica cuántica es, ante todo, un modelo formal o abstracto. En él una representación pictórica detallada, como la disponible en el modelo de Bohr, deja paso a una descripción que sólo es precisa en el plano estrictamente matemático. El comportamiento de un electrón en el interior de un átomo viene regido por la llamada ecuación de Schrödinger, una complicada ecuación matemática que describe para cada electrón la propagación de onda de materia asociada. A partir de la función de onda, obtenida al resolver la ecuación de Schrödinger, es posible determinar la probabilidad de encontrar al electrón en una posición dada y también los valores de energía que corresponden a los diferentes estados posibles del electrón. La interpretación probabilística de las ondas de materia, que es característica de esta nueva mecánica, hace que se tenga que renunciar en el nuevo modelo de átomo, a la noción de órbita como conjunto de posiciones precisas, para sustituirlo por la de orbital como una región del espacio que rodea el núcleo atómico en donde es más probable encontrar al electrón. Niveles de energía y números cuánticos: La cuantificación de la energía, tal y como se refleja en los espectros atómicos, fue incorporada a la mecánica ondulatoria recurriendo a la noción de ondas estacionarias. La idea inicial, debida a De Broglie, relacionaba partículas con ondas (ondas de materia). Por extensión, las situaciones en las cuales la energía de las partículas está cuantificada (sistemas atómicos), debería coincidir con aquellas otras en las que la frecuencia o la longitud de onda lo esté también (ondas estacionarias). Esta es, precisamente, la condición de cuantificación definida en el cuarto postulado de Bohr del que se deriva la cuantificación del radio y de la energía de las órbitas. El enfoque de De Broglie fue recogido por la mecánica cuántica, de modo que estados estacionarios del electrón con energía cuantificada se corresponden con funciones de ondas Y estacionarias. Un electrón en un átomo se halla atrapado por la acción del núcleo sin poder salir de su zona de influencia a menos que reciba energía del exterior. Es como si el electrón estuviera confinado en una caja. Sus movimientos, que están controlados por la onda asociada, han de ser tales que correspondan a ondas Y estacionarias compatibles con las dimensiones de la caja y con las condiciones que imponen sus límites, lo que da lugar a una selección Y1 ... Y2 de estados permitidos y, por tanto, a una secuencia E1 ... En de valores discontinuos que describen de una forma simplificada los posibles niveles energéticos del electrón dentro de esa caja imaginaria. Cuando se efectúan razonamientos de este estilo en la resolución de la ecuación de Schrödinger para un electrón de un átomo cualquiera, se obtiene una situación mucho más complicada, pero también
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más rica en información. Así, la descripción del estado del electrón, definido por las características de su orbital o por la magnitud de su nivel energético correspondiente, resulta depender de cuatro números cuánticos sucesivos, cada uno de los cuales afina más la descripción facilitada por los anteriores. El número cuántico principal se representa por la letra n y da idea de la distancia media que separa el electrón del núcleo. Es el número que en una primera aproximación determina la energía de los posibles estados cuánticos del electrón. Toma valores enteros n = 1, 2, 3 ... El número cuántico secundario se representa por la letra l y está relacionado con la forma geométrica de los orbitales. Desde un punto de vista energético, el número cuántico l describe el estado del electrón en un segundo nivel de refinamiento. Así, cada nivel n se desdobla en otros tantos subniveles l definidos por los valores enteros comprendidos entre 0 y n-1. Este número cuántico permite explicar la llamada estructura fina de los espectros atómicos. En ausencia de campos magnéticos, la energía de un electrón queda determinada por los números cuánticos n y l. El número cuántico magnético se representa por la letra m y da cuenta de las posibles orientaciones espaciales del movimiento orbital del electrón cuando se le somete a la acción de un campo magnético externo. En tales circunstancias el movimiento electrónico es perturbado por la influencia del campo y cada subnivel se desdobla en tantos otros como valores puede tomar m, que son todos los números enteros, incluido el cero, comprendidos entre +l y -l; en total son 2l + 1 valores. El número cuántico de espín se representa por la letra s y puede tomar dos únicos valores: +1/2 y -1/2. El electrón se comporta como si efectuase un movimiento de giro interno (en inglés spin = giro) con dos posibles sentidos de rotación, a derecha y a izquierda; o más exactamente, el electrón se manifiesta como un minúsculo imán cuya orientación, al aplicar un campo magnético externo, sólo puede ser o paralela (s = + 1/2) o antiparalela (s = - 1/2) a la dirección del campo. Orbitales atómicos: Según la noción de átomo que aporta la mecánica cuántica, el electrón no gira a distancias fijas al núcleo, sino que se halla deslocalizado en ciertas regiones del espacio denominadas orbitales. La noción de nube electrónica o de carga proporciona una idea gráfica de lo que representa un orbital. Si se pudiera fotografiar millones de veces un electrón, la representación conjunta de tales posiciones daría lugar a una imagen de puntos con unas zonas de mayor densidad que otras, reflejando así la diferente probabilidad de presencia del electrón. La nube electrónica así obtenida representaría un orbital. Desde un punto de vista matemático un orbital queda definido por la función de onda Y, la cual varía con los números cuánticos n, l y m. La forma geométrica de los orbitales viene determinada por el número cuántico secundario l cuyos valores se suelen representar, por razones históricas, mediante las letras s, p, d y f. Así l = 0 corresponde a un orbital s; l = 1 a uno p; l = 2 a uno d y l = 3 a un orbital f. Los orbitales s tienen forma esférica y son, por lo tanto, indiferentes a la orientación (l = 0). Los orbitales p (l = 1) presentan unas superficies límites lobuladas, distinguiéndose en cada caso tres orbitales (px, py y pz) que corresponden a las tres orientaciones l = - 1, 0, +1. Los orbitales d (l = 2) poseen cinco componentes (2 l + 1) orientadas en otras tantas direcciones del espacio que se representan en la forma dxy, dyz, dxz, dx2y2, dz2 y corresponden a los cinco valores del número cuántico magnético m = -2, -1, 0, +1, +2. Los orbitales f son altamente irregulares y de difícil representación. Esta notación suele emplearse también para definir los niveles energéticos que caracterizan la energía de los orbitales correspondientes.
Tomado y adaptado de http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap01/apq1_07b_Atomos_y_Nucleos.php
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2.2 REFERENTES http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_07e_Estructura_Atomica.php http://inicia.es/de/atomos/modelos3.html http://es.wikipedia.org/wiki/Mec%C3%A1nica_cu%C3%A1ntica 2.3 ACTIVIDADES
En tu libreta de notas elabora un mapa conceptual que resuma los aspectos fundamentales de la mecánica cuántica y los aportes de cada científico.
Completa el siguiente cuadro comparativo de los números cuánticos y sus valores:
NUMERO CUANTICO SIMBOLO FORMULA VALORES
Dibuja las formas posibles de los diferentes orbitales estudiados en la fundamentación teórica.
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3. CONFIGURACION ELECTRONICA
3.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo. Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas: Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía. Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller:
O Bien se sigue esta regla: “Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor de n”. De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s…….. Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f. En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son: SUBNIVEL NRO.DE ORBITALES ELECTRONES POR ORBITAL NUMERO DE ELECTRONES
s (l=0) s=1 2 2
p (l= -1,0,+1) p=3 2 6
d (l= -2,-1,0,+1,+2) d=5 2 10
f (l=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3) f=7 2 14
El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2n2.
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Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes. Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l).
Tomado y adaptado de http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_07e_Estructura_Atomica.php
3.2 REFERENTES http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_07e_Estructura_Atomica.php http://juan2000.eresmas.com/elatomo.htm http://html.rincondelvago.com/teoria-cuantica.html http://www.monografias.com/trabajos/estruatomica/estruatomica.shtml 3.3 ACTIVIDADES
Completa el siguiente cuadro con las configuraciones de los elementos que se te proponen: ELEMENTO CONFIGURACION ELECTRONICA
Na
N
Ca
Ni
Cl
Ne
Sr
I
Zn
Fe
Mg
Au
Ni
B
Al
Elabora la configuración electrónica para los elementos cuyo Z vale:
5,8,18,22,29,33,56,4,10,32 y colócalos ordenados de menor a mayor en la siguiente tabla:
Z CONFIGURACION ELECTRONICA
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4. ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS UNIDAD 2 Evaluación de selección múltiple con respuesta única. Marque sobre la correcta con una X: 1. El modelo atómico de Demócrito postulaba que el átomo:
a) Estaba constituido por protones y electrones. b) Era una masa cargada negativamente con electrones incrustados c) Estaba constituido por un núcleo y una parte exterior. d) Era una partícula invisible e indivisible.
2. El modelo atómico de Thomson no explica adecuadamente los átomos porque:
a) No plantea la existencia de los neutrones. b) Los electrones y protones se repelen por ser un modelo compacto. c) La materia es neutra por lo que no puede tener partículas con carga d) No existe el movimiento de electrones.
3. Es un postulado del modelo atómico de Dalton:
a) Los compuestos químicos se forman por la unión de dos átomos iguales. b) Los átomos de elementos diferentes son iguales en tamaño y masa. c) Los elementos están compuestos por átomos d) Los átomos de un elemento son diferentes en tamaño y masa.
4. Si los electrones se mueven alrededor del núcleo del átomo sin escaparse, es por:
a) La presencia de neutrones que los atraen. b) La atracción que ejercen los protones. c) La atracción que ejerce la masa de los protones y neutrones. d) Porque el átomo es compacto y no pueden salir.
5. Para el modelo atómico de Rutherford es cierto que:
a) Los electrones se mueven en órbitas cerca al núcleo. b) Los neutrones se ubican en el núcleo con los protones. c) Existe diferencia entre el número de protones y de electrones. d) Existe mucho vacío entre partículas atómicas.
6. Los siguientes enunciados acerca del núcleo atómico son correctos, excepto:
a) Su volumen es insignificante en comparación con todo el átomo b) Posee una enorme densidad. c) Contiene todos los protones del átomo. d) Tiene carga neta cero debido a la presencia de neutrones.
7. El número cuántico que está relacionado con la orientación del orbital en el espacio es el:
a) Número cuántico principal b) Número cuántico azimutal c) Número cuántico magnético d) Número cuántico espin.
8. La población electrónica máxima de un nivel está determinada por la expresión:
a) 2n2
b) n2
c) n d) 2n-1
9. Cual de estos sub-niveles de energía no existe:
a) 4s b) 3f c) 6p d) 5d
10. Cual de estos sub-niveles de energía no existe:
a) 4s b) 5f c) 6p d) 2d
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UNIDAD 3
1. LA TABLA PERIODICA
1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.
Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.
Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránicos, así como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre. El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades. PERIODO 1 (2 elementos) PERIODOS 2 Y 3 (8 elementos)
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PERIODO 4 (18 elementos) PERIODO 6 (32 elementos)
Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.
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Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2. Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d6 4s2 y 3d7 4s2, en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior. Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:
Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición interna
Nsx (N -1)dx Ns2
(N -1)d10 Ns2px (N -2)fx (N -1)d0 Ns2
Tomado y modificado de http://personal1.iddeo.es/romeroa/latabla/index.htm
1.2 REFERENTES http://personal1.iddeo.es/romeroa/latabla/index.htm http://www.prodigyweb.net.mx/degcorp/quimica/Tabla_Periodica.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos
1.3 ACTIVIDADES Se han tomado 20 elementos de la Tabla Periódica y se han nombrado con letras de la A a la T. Haciendo uso de la Tabla Periódica y de los conceptos relacionados con distribución electrónica y periodicidad; se deben ubicar los elementos reales y colocar su símbolo en el cuadro de resultados final. Para ubicarlos dispone de las siguientes 24 pistas:
1. Las siguientes parejas de elementos pertenecen a
un mismo grupo: A y F; J y E; H y C; D e I; G y B. 2. H posee dos niveles de energía. 3. F tiene configuración final ns
2 np
6.
4. La configuración de I es la tercera parte de la del
elemento (Ne) 3s2 3p
6.
5. A y N pertenecen a un mismo periodo. 6. J tiene configuración ns
2.
7. E tiene 6 niveles de energía. 8. B tiene configuración final 2s
2 2p
4.
9. F posee cinco niveles de energía llenos. 10. E, G y C están en el mismo período. 11. H tiene configuración ns
1.
12. F, D y J están en el mismo período.
13. N tiene configuración ns2, donde n=4.
14. R, T y Q están en un mismo periodo. 15. K no tiene sub-niveles d en su configuración. 16. L tiene 2 electrones en su único sub-nivel de
energía. 17. T tiene configuración ns
1.
18. R tiene 3 electrones menos que Q. 19. P tiene sólo un sub-nivel d lleno. 20. Q tiene 3 niveles de energía. 21. S y M pertenecen al mismo periodo. 22. O tiene 4 niveles de energía 23. M tiene configuración final 2s
2 2p
5.
24. Las siguientes parejas de elementos pertenecen a
un mismo grupo: T y O; S y N; R y K; P y M; Q y L.
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TABLA DE RESPUESTAS
A= B= C= D= E=
F= G= H= I= J=
K= L= M= N= O=
P= Q= R= S= T=
2. ENLACE QUIMICO
2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Solo los gases nobles se presentan como átomos separados, en los materiales de nuestra vida diaria en su mayoría los elementos están unidos por enlaces químicos .Un enlace químico es representado por líneas entre átomos ó palos conectando esferas, pero en términos químicos es el efecto que causan dos átomos lo suficientemente cerca para estar a más baja energía que cuando ellos están a otra distancia Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos. Las propiedades periódicas como la energía de ionización y la afinidad electrónica, predicen la transferencia directa de electrones entre elementos y conformar enlaces de tipo iónico ó compartir los electrones de los niveles más externos para conformar configuraciones más estables (de gas noble)y formar enlaces de tipo covalente. Las propiedades físicas y químicas para la gran mayoría de los compuestos se explican por las diferencias que presentan los tipos de enlace entre los elementos. El resultado de estas atracciones permite definir las moléculas como agregados de átomos con propiedades distintas y distinguibles; de hecho las moléculas pueden ser muy estables o altamente reactivas. Iones Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones. Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes. Elementos electropositivos y electronegativos Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides. Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo. Electrones de valencia La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro. Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Todos los átomos tienen tendencia a
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transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable. TIPOS DE ENLACE Enlace iónico o electrovalente: Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La definición es la siguiente: "Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos". Exceptuando solamente los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ión positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ión negativo (anión). Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. Son solubles en disolventes polares como el agua. Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta Enlace covalente normal: Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten". Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono. Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura. Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados. La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora. Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles. Enlace covalente coordinado: Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la fórmula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor. Enlace metálico: La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades físicas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios. En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada por la acción de un campo eléctrico. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
Tomado y adaptado de http://www.netcom.es/pilar_mu/enlace.htm
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2.2 REFERENTES http://www.monografias.com/trabajos/tablayenlace/tablayenlace.shtml http://fresno.cnice.mecd.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_8_princ.htm http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/uniones1.htm http://www.solociencia.com/quimica/tabla-enlace-quimico-enlace.htm 2.3 ACTIVIDADES Se han tomado 20 elementos de la Tabla Periódica y se han nombrado con letras de la A a la T. Haciendo uso de la Tabla Periódica y de los conceptos relacionados con distribución electrónica y periodicidad; se deben ubicar los elementos reales y colocar su símbolo en el cuadro de resultados final. Para ubicarlos dispone de las siguientes 25 pistas:
1. Las siguientes parejas de elementos pertenecen a
un mismo grupo: H y R; D y C; F y T. 2. M tiene la mitad de la electronegatividad de O. 3. I, Q y E no tienen electronegatividad. 4. La electronegatividad de S es la mitad de la de K. 5. La diferencia de electronegatividad entre K y R es
cero. 6. y E tienen configuración final ns
1.
7. T es el tercer elemento más electronegativo de la
tabla periódica. 8. P tiene configuración típica nd
10 ns
2.
9. La electronegatividad de C es el doble de la de M. 10. La electronegatividad de B es igual a la diferencia
entre las de C e I. 11. N y T forman un enlace con 2.34 de diferencia en
energía. 12. B es el elemento más denso de su categoría en el
grupo. 13. F es un elemento preparado sintético.
14. M , K , R , y Q están en un mismo período. 15. G tiene 3 niveles de energía. 16. D y H forman un enlace covalente apolar. 17. La diferencia en peso atómico entre S e I es de 0.13
g/mol. 18. C tiene 4 electrones de valencia menos que J. 19. L y K son los únicos elementos líquidos de su
respectivo grupo. 20. L , S , P y D pertenecen a un mismo periodo. 21. G tiene la misma electronegatividad que la del
elemento configurado (He) 2s2 2p
1.
22. La diferencia de potencial de ionización entre O y J
es de 7.548. 23. A tiene dos electrones de valencia menos que J. 24. F tiene la misma electronegatividad que la del
elemento configurado (Ne) 3s2 3p
2.
25. Las siguientes parejas de elementos pertenecen a
un mismo grupo: O y N; L y T; K y P.
TABLA DE RESPUESTAS
A= B= C= D= E=
F= G= H= I= J=
K= L= M= N= O=
P= Q= R= S= T=
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3. ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS UNIDAD 3 Evaluación de selección múltiple con respuesta única. Marque sobre la correcta con una X: 1) Los metales tienen la tendencia a perder electrones, cuando se unen con otros átomos, es decir son:
a) Aniónicos b) Electropositivos c) Cristalinos d) Electronegativos
2) Si el átomo de oxígeno gana dos electrones para completar el octeto, se obtiene:
a) Una molécula b) Un anión c) Un compuesto d) Un catión
3) La inactividad química de los gases nobles se debe a que:
a) Son gases monoatómicos b) Tienen sus orbitales completamente llenos c) Son muy electronegativos d) Tienen alto potencial de ionización
4) La energía de ionización de los elementos de un mismo grupo disminuye debido al aumento de:
a) La afinidad electrónica b) El número atómico c) El número de niveles energéticos d) El tamaño atómico
5) Un enlace con diferencia de electronegatividad mayor a 1.7 se considera:
a) Apolar b) Iónico c) Covalente d) Polar
6) Una configuración electrónica, con 8 electrones, en el último nivel de energía, proporciona:
a) Posibilidad de formar enlaces covalentes b) Gran reactividad química c) Alta estabilidad química d) Alta electronegatividad
7) Un enlace iónico se caracteriza por:
a) Electrones compartidos entre átomos b) Altas diferencias de electronegatividad entre átomos c) Electrones transferidos de un átomo a otro. d) Bajas diferencias de potencial de ionización entre átomos
8) Indique el compuesto que presenta un enlace de alto porcentaje iónico:
a) CuO b) NaBr c) Na2S d) CuS
9) El total de electrones compartidos en la molécula de CO2 es:
a) 2 b) 8 c) 4 d) 6
10) Indique el compuesto que presenta un enlace de alto porcentaje covalente:
a) CO2 b) CS2 c) CuS d) SO2
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UNIDAD 4
1. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Para comprender las características de los cambios de estado de la materia, primero es importante conocer las propiedades de los estados más comunes a la experiencia de nuestros sentidos: ESTADO SÓLIDO
FORMA
Todos los sólidos tienen forma propia.
VOLUMEN
Todos los sólidos tienen volumen propio.
COMPRESIBILIDAD
Los sólidos no pueden comprimirse.
FUERZAS INTERMOLECULARES En un sólido las fuerzas intermoleculares que predominan son las de atracción.
ESTADO LÍQUIDO
FORMA
Adoptan la forma del recipiente que los contiene.
VOLUMEN
No varía.
COMPRESIBILIDAD
Son incompresibles.
FUERZAS INTERMOLECULARES En un líquido las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión se encuentran igualadas.
ESTADO GASEOSO
FORMA Los gases adoptan la forma total del recipiente que los contiene.
VOLUMEN
Ocupan el mayor volumen posible.
COMPRESIBILIDAD
Los gases pueden comprimirse.
FUERZAS INTERMOLECULARES En un gas las fuerzas intermoleculares que predominan son las de expansión
Existen dos estados adicionales de la materia, cuya explicación y percepción son un tanto complejas: EL PLASMA: Los plasmas son gases calientes e ionizados. Los plasmas se forman bajo condiciones de extremadamente alta energía, tan alta, en realidad, que las moléculas se separan violentamente y sólo existen átomos sueltos. Más sorprendente aún, los plasmas tienen tanta energía que los electrones exteriores son violentamente separados de los átomos individuales, formando así un gas
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de iones altamente cargados y energéticos. Debido a que los átomos en los plasma existen como iones cargados, los plasmas se comportan de manera diferente que los gases y forman el cuarto estado de la materia. Los plasmas pueden ser percibidos simplemente al mirar para arriba; las condiciones de alta energía que existen en las estrellas, tales como el sol, empujan a los átomos individuales al estado de plasma. CONDENSADOS BOSE-EINSTEIN: Representan un quinto estado de la materia visto por primera vez en 1955. El estado lleva el nombre de Satyendra Nath Bose y Albert Einstein, quien predijo su existencia hacia 1920. Los condensados B-E son superfluídos gaseosos enfríados a temperaturas muy cercanas al cero absoluto. En este extraño estado, todos los átomos de los condensados alcanzan el mismo estado mecánico-quantum y pueden fluir sin tener ninguna fricción entre sí. Aún más extraño es que los condensados B-E pueden “atrapar” luz, para después soltarla cuando el estado se rompe. Para analizar los cambios de estado es importante diferenciar los siguientes conceptos: FUSIÓN es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado sólido al líquido, por aumento de la temperatura. La temperatura a la cual sucede dicho cambio se la llama punto de fusión. SOLIDIFICACIÓN es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado líquido al sólido, por disminución de la temperatura. VOLATILIZACIÓN o SUBLIMACION es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado sólido al gaseoso por aumento de la temperatura, sin pasar por el estado líquido intermedio. SUBLIMACIÓN INVERSA es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado gaseoso al sólido, por disminución de la temperatura, sin pasar por el estado líquido intermedio. EBULLICIÓN es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado líquido al gaseoso. Para que ello ocurra debe aumentar la temperatura en toda la masa del líquido. A la temperatura durante la cual se dice que un determinado líquido hierve se la llama punto de ebullición. EVAPORACIÓN es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado líquido al gaseoso. La diferencia con el anterior es que en la evaporación el cambio de estado ocurre solamente en la superficie del líquido. LICUEFACCIÓN es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado gaseoso al líquido, por aumento de presión. CONDENSACIÓN es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado gaseoso al líquido, por disminución de la temperatura.
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Tomado y modificado de http://es.encarta.msn.com/media_461533467/Cambios_de_estado.html
1.2 REFERENTES http://es.wikipedia.org/wiki/Cambio_de_estado http://www.windows.ucar.edu/tour/link=/earth/geology/change_state.sp.html&edu=high http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/cambest.htm http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=120&l=s&c3 1.3 ACTIVIDADES
Consulte los referentes y bibliografía planteados y complete con 5 ejemplos los siguientes cuadros:
FUSION SOLIDIFICACION SUBLIMACION SUBLIMACION INV.
EBULLICION EVAPORACION LICUEFACCION CONDENSACION
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2. REACCIONES QUIMICAS
2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos. La naturaleza es dinámica. Tanto la materia viva como la inerte sufren continuamente procesos de transformación, de los cuales los más importantes son los que afectan a su constitución. La formación de las rocas, la erosión química de las aguas, el nacimiento de una planta o la respiración de un mamífero son procesos observables que suponen cambios de unas sustancias en otras. Todos ellos, más allá de sus diferencias, tienen algo en común: implican transformaciones a escala molecular, que son las responsables de los cambios materiales observables a simple vista. Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular. De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de transformación recibe el nombre de reacción química. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados iónicos. En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma:
Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (ac) solución acuosa Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula (o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos. Esta forma simbólica de escribir las reacciones químicas constituye, por tanto, la descripción de las transformaciones a nivel molecular que aquéllas implican. Las reacciones químicas se clasifican, según los productos que originan, en: Combinación: Dos o más sustancias se unen para formar una sustancia más compleja. Descomposición: Una sustancia compleja se descompone y da origen a sustancias más simples que el reactivo.
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Desplazamiento: Un reactivo es una sustancia simple y reacciona con una sustancia compuesta la cual desaloja a uno de los componentes y ocupa su lugar en la correspondiente molécula. Doble descomposición: Se trata del cambio químico en el cual dos sustancias compuestas reaccionan, se descomponen, intercambian o sustituyen mutuamente sus elementos y dan origen a otras dos sustancias diferentes. Una reacción puede ser más lenta o más rápida que otra; esto puede observarse cuando en una reacción que se compara con otra, con respecto al tiempo, el reactivo tarda menos en desaparecer o aparecer. Estos son los factores que afectan la velocidad de una reacción química: Naturaleza de los reaccionantes : La naturaleza de los reaccionantes no es un factor cinético en sí, sino un factor termodinámico que está relacionado con la estructura misma de la sustancia y con su tendencia a reaccionar. Una sustancia tiene una naturaleza propia que no puede ser alterada o manipulada por un experimentador para que la reacción sea más rápida o más lenta. Concentración de los reaccionantes: En la mayoría de los casos una reacción química aumenta su rapidez al incrementarse la concentración de uno o más de sus reactivos. Al aumentar la concentración de un reactivo aumenta también el número de sus partículas en el medio de la reacción. Grado de subdivisión de los reaccionantes: El grado de subdivisión de un material está relacionado con su área superficial; mientras más dividido se encuentre un material, mayor será el área de superficie expuesta, este factor es importante en una reacción debido a que al aumentar el grado de subdivisión de un reactivo, aumenta también la rapidez de la reacción química, porque el área superficial es mayor y puede reaccionar al mismo tiempo. Temperatura de la reacción : La rapidez de la mayoría de las reacciones químicas aumenta al ocurrir un incremento de la temperatura, es por ello que los alimentos se descomponen más rápido a temperatura ambiente que en el refrigerador. Al aumentar la temperatura, se incrementa el desorden de las partículas de las sustancias reaccionantes, esto hace que aumente el número de colisiones efectivas entre partículas, permitiéndoles reaccionar y aumentando así la rapidez de reacción. Presencia de un catalizador en una reacción : Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción química sin que ella misma se consuma en el proceso o sufra algún cambio químico. Existen dos tipos de catalizadores: Los catalizadores positivos, que aceleran la rapidez de una reacción y los catalizadores negativos, que disminuyen la rapidez de una reacción.
Tomado y modificado de http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_09b_Materia_en_Reacciones_Quimicas.php
2.2 REFERENTES http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/reacquim.htm http://www.educared.net/concurso2001/410/reaccion.htm http://www.rena.edu.ve/terceraetapa/quimica/ReaccionesQuimicas.html 2.3 ACTIVIDADES
Elabore, en grupos de 4 alumnos; un informe de laboratorio que clasifique y explique todas las reacciones usadas en el laboratorio por el docente para explicar el tema anterior.
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BIBLIOGRAFIA
BAUTISTA, B. Mauricio y otros. Mundo Vivo 7. Editorial Norma. 2000. FERNANDEZ, R. Myriam S. Spin Química 10. Editorial Voluntad. 1997. JARAMILLO, Maria E. y otros. Ciencia Experimental 7. Editorial Educar. 2005. JARAMILLO, Maria E. y otros. Ciencia Experimental 8. Editorial Educar. 2005. MANCO, L. Félix A. Química 10. Editorial Migema. 1997. MENDIETA, S Jeemmy y otros. Ciencias 7. Editorial Prentice Hall. 2000. MICROSOFT CORPORATION. Microsoft ® Encarta ® 2006 [DVD]. MONDRAGON, M Cesar H. y otros. Química I. Editorial Santillana. 2002. MORA, P. William M. y otros. Molécula I. Editorial Voluntad. 2003. PARGA, L. Diana L. y otros. Ingenio Químico I. Editorial Voluntad. 2006. POVEDA, V. Julio C. Química 10. Editorial Educar. 2003. RESTREPO, M. Fabio y otros. Hola Química I. Editorial Susaeta. 2003. TORRENEGRA, G Rubén y otros. Exploremos la Química 10. Editorial Prentice Hall. 2000. ZETA MULTIMEDIA. El Pequeño Aventurero de la Ciencia. Grupo Zeta. 2000.