Dosier módulo III

Módulo III

Diciembre de 2014

INTRODUCCIÓN ...................................................................................................................... 3

Unidad I. Materia y energía ............................................................................................. 4

Unidad II. Tabla periódica ............................................................................................... 21

Unidad III. La materia y sus transformaciones ......................................................... 37

Unidad IV: Reacciones químicas .................................................................................... 44

EJERCICIOS PROPUESTOS ..................................................................................................... 63

REFERENCIAS DOCUMENTALES ............................................................................................ 68

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El Curso de formación a docentes del sector público para primero y segundo ciclo de educación básica permite al docente aprender las nociones básicas de la química, entender el desarrollo de la teoría atómica y el modelo actual del átomo, además de comprender el orden y las características de los elementos de la Tabla Periódica, la forma en que estos se relacionan para formar las sustancias que nos rodean y la manera en que se nombran. La formación se completa con un análisis de las reacciones químicas y sus diferentes tipos, así como la información que nos brindan por medio de un análisis aritmético de las ecuaciones químicas. Este documento incluye cuatro unidades: En la primera unidad se desarrolla la teoría atómica de la materia, la estructura y los modelos atómicos para abordar. La unidad dos trata sobre el estudio general de los elementos de la materia utilizando la tabla periódica. La unidad tres comprende la materia y sus transformaciones, los tipos de sustancias químicas puras y compuestas que existen, los tipos de mezclas, los cambios físicos y químicos. Finalmente, la unidad cuatro contiene la nomenclatura de compuestos inorgánicos y el balanceo de las reacciones químicas. El dossier servirá de apoyo los especialistas de primero y segundo ciclo de educación básica de ciencias naturales, ya que es una fuente de información y una guía que contribuye a ampliar y profundizar los contenidos que se estudian en este módulo. El dossier, además de la fundamentación teórica, en las cuatro unidades presenta una sección de ejercicios propuestos para fortalecer la comprensión de los contenidos y referencias documentales sobre lecturas en coherencia con los contenidos y sitios web que le sirvan al especialista para ampliar el conocimiento sobre el tema.

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Figura 1. Punto de densidad infinita, que "explota" generando la expansión de la materia en todas direcciones.

Materia y energía

El origen de los elementos químicos. Teoría del Big Bang (Gran Explosión)

George Lemaître, un sacerdote belga, sugirió la teoría del Big Bang en los años 20 del siglo pasado, cuando propuso que el Universo inició a partir de un único átomo primitivo. La idea ganó impulso más tarde gracias a las observaciones de Edwin Hubble, de que las galaxias se alejan de nosotros a velocidad muy grande en todas direcciones, y a partir del descubrimiento de la radiación cósmica de microondas de Arno Penzias y Robert Wilson. El Big Bang significa de forma literal Gran Estallido, constituye el momento en que de la "nada" emerge toda la materia, es decir, el origen del Universo. La materia, hasta ese momento, es un punto de densidad infinita, que en un instante dado "explota" generando la expansión de la materia en todas direcciones y creando lo que conocemos como nuestro Universo. Los físicos teóricos han logrado reconstruir esta cronología de los hechos a partir de un 1/100 de segundo después del Big Bang. La materia lanzada en la explosión está constituida por partículas elementales: electrones, positrones, mesones, bariones, neutrinos, fotones y hasta más de 89 partículas conocidas hoy en día. En 1948 el físico ruso, nacionalizado estadounidense, George Gamow modificó la teoría de Lemaître del núcleo primitivo. Gamow planteó que el Universo se creó en una explosión gigantesca y que los diversos elementos que hoy se observan se produjeron durante los primeros minutos después de la Gran Explosión o Big Bang, cuando la temperatura extremadamente alta y la densidad del Universo fusionaron partículas subatómicas en los elementos químicos. Según se expandía el Universo, la radiación residual del Big Bang continuó enfriándose, hasta llegar a la temperatura de unos 3 K (-270 °C). Estos vestigios de radiación de fondo de microondas fueron detectados por los radio astrónomos en 1965, proporcionando así lo que la mayoría de los astrónomos consideran la confirmación de la teoría del Big Bang.

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Figura 4. Inicia la existencia de protones y neutrones.

Figura 2. Galaxias donde se encuentran las nebulosas. Figura 3. Nebulosa Carina, en esta se inicia la formación de las estrellas, donde se lleva a cabo la Nucleosíntesis de los elementos.

Nucleosíntesis de los elementos químicos

Nucleosíntesis primaria

Apenas unos cuatro minutos después de la Gran Explosión el Universo era mínimo, denso y se hallaba a temperaturas mayores que 1027 K, pero al expandirse, la temperatura y la densidad disminuyeron rápidamente. Un segundo después de la Gran Explosión la temperatura descendió a 1010 K. En esas condiciones, se encontraban fotones (γ), positrones (e+), neutrinos (ν), antineutrinos (ν), protones (p+), neutrones (n) y electrones (e-). Sabemos que con las tres últimas partículas se forman los átomos que hoy conocemos, pero a esas enormes temperaturas no se podían juntar para constituirlos. Los neutrones libres, cuya vida media es de 11 minutos, se desintegraban transformándose en protones de acuerdo con esta relación:

A esas temperaturas (1010 K) muchas de las partículas mencionadas se encontraban en equilibrio, reconvirtiéndose unas en otras:

Al descender la temperatura a 109 K, los protones y los neutrones empezaron a fusionarse para dar origen a los primeros núcleos de deuterio (2H), el cual en esas condiciones era inestable y se desintegraba tan pronto como se formaba. El Universo continuó enfriándose, muy rápidamente, favoreciendo la fusión de núcleos ligeros para dar núcleos más pesados (T entre 4 x 108 y 109 K):

2H 2H + 2H 3H

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2H + 2H 3He 3He 4He 3H 4He

4He + 3H 7Be 7Be 7Li

Alrededor de todo el 7Li que se conoce hoy en el Universo, que no es mucho, descendió de esta última reacción. Hay que notar que los núcleos con masa 5 y 8 por ser inestables no se formaron en esta etapa. Cuando la temperatura fue lo suficientemente baja (T ~ 4 × 108 K), la repulsión entre núcleos de mayor carga eléctrica fue mayor que la energía térmica de los mismos, impidiendo la creación de núcleos más grandes.

Nucleosíntesis estelar

Se estima que por varios cientos de millones de años después de la Gran Explosión no se crearon nuevos núcleos. Durante este tiempo, el Universo continuó expandiéndose y enfriándose, hasta que en las regiones más frías se conformaron nubes a partir de átomos de hidrógeno y helio, que fueron acumulándose debido sólo a su propia atracción gravitacional. Cuando esta acumulación de materia fue muy grande, su propia gravedad la hizo alcanzar elevadas presiones y temperaturas aproximadas de 107 K en algunas zonas dentro de estas nubes. A estas elevadas temperaturas, los electrones se encuentran nuevamente disociados de los núcleos. La materia se encuentra en estado de plasma y puede empezar a llevarse a cabo la fusión de cuatro protones para formar núcleos de helio con un gran desprendimiento de energía. Esta es la más simple de las reacciones de nucleosíntesis estelar y se lleva a cabo continuamente todos los días en millones de estrellas. Las estrellas pasan la mayor parte de sus vidas llevando a cabo estos procesos, las reacciones de fusión en el centro de la estrella son procesos que requieren elevadas temperaturas (107 K) y presiones para llevarse a cabo, pero que producen grandes cantidades de energía al efectuarse. La fusión de hidrógeno en las capas intermedias produce más helio, que es atraído de manera gravitacional hacia el centro, provocando un aumento en la presión y la temperatura. Una vez que la temperatura del centro de la estrella alcanza los 108 K, los núcleos de He tienen suficiente energía cinética para vencer la fuerte repulsión electrostática entre ellos y se fusionan para formar 12C en un proceso de dos pasos. Dos núcleos de 4He se fusionan para originar uno de 8Be, que es poco estable, por lo que es susceptible de fusionarse a su vez con otro núcleo de 4He, para formar uno de 12C, que sí es muy estable; de hecho, el 12C es el tercer elemento más abundante en el Universo y es la base de la vida en nuestro planeta. En estas condiciones también pueden producirse núcleos de 16O, al fusionarse un núcleo de 12C con otro de 4He.

4He + 4He 8Be 8Be + 4He 12C 12C + 4He 16O

A continuación se ilustran algunas de estas reacciones de síntesis de núcleos más pesados que se dan a temperaturas entre 5 × 108 K y 2 × 109 K:

12C + 12C 20Ne + 4He 12C + 12C 23Na + 1H

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12C + 12C 23Mg 12C + 12C 24Mg

16O + 16O 28Si + 4He 16O + 16O 31P + 1H 16O + 16O 31S 16O + 16O 32P

Los núcleos más pesados se forman cuando las estrellas explotan, en este momento se genera la energía suficiente para formar núcleos más pesados que el hierro.

Átomos, iones y moléculas

Desarrollo histórico de la estructura atómica y modelos atómicos Demócrito (460-370 a.C.), Leucipo, Epicuro y otros filósofos griegos de la antigüedad pensaban que todo el mundo material debía estar constituido por diminutas partículas indivisibles a las que llamaron átomos, que significa “indivisible”. Posteriormente, Platón y Aristóteles propusieron la noción de que no puede haber partículas indivisibles, la perspectiva “atómica” de la materia se desvaneció durante muchos siglos. El concepto de átomo volvió a surgir en Europa durante el siglo XVII cuando los científicos trataron de explicar las propiedades de los gases. Isaac Newton, el científico más famoso de su época, era partidario de la idea de los átomos. A medida que los químicos aprendieron a medir la cantidad de material que reacciona para producir nuevas sustancias, sentaron las bases para una teoría atómica química. John Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton, pueden resumirse como: 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos, tienen igual tamaño, masa y

propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

4. Una reacción implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

a) Átomos de X Átomos de Y b) Compuesto XY

Figura 5. Modelo atómico de Dalton. a) y b) De acuerdo con la teoría atómica de Dalton, los átomos del mismo elemento son idénticos, pero los átomos de un elemento son distintos de los átomos de otros. c) Compuesto formado por átomos de los elementos X e Y En este caso, la proporción de los átomos del elemento X con respecto a la del elemento Y es de 2: 1. Obsérvese que la reacción química produce sólo un reordenamiento de átomos, no su destrucción o creación.

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Figura 7. Imagen del tubo de rayos catódicos con campos magnético y eléctrico perpendiculares. Los rayos catódicos (electrones) se originan en la placa negativa de la izquierda y se aceleran hacia la placa positiva, que tiene un agujero en el centro. Un haz de electrones pasa por el agujero, y su trayectoria se desvía posteriormente con los campos magnético y eléctrico. La relación carga-masa del electrón puede determinarse midiendo los efectos de los campos magnético y eléctrico sobre la dirección del haz.

La teoría de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de manera muy sencilla: diferentes compuestos formados por los mismos elementos difieren en el número de átomos de cada clase. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono. Las técnicas modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de oxígeno en el monóxido de carbono es 1:1 y en el dióxido de carbono es 1:2.

El científico británico J. J. Thomson observó varias propiedades de los rayos, entre ellas el hecho de que la naturaleza de los rayos no depende de la identidad del material del cátodo y que una placa metálica expuesta a los rayos catódicos adquiere una carga eléctrica negativa. En un artículo publicado en 1897, J. J. Thomson resumió sus observaciones y concluyó que los rayos catódicos son corrientes de partículas con carga negativa y masa. J. J. Thomson construyó un tubo de rayos catódicos con una pantalla fluorescente, como el que se muestra en la figura 7, para poder medir cuantitativamente los efectos de los campos magnético y eléctrico sobre el delgado haz de electrones que pasaban por un agujero en el electrodo positivo. Tales mediciones permitieron calcular un valor de 1.76 x 108 Coulombs por gramo para la relación carga eléctrica-masa del electrón.

Al conocerse la relación carga-masa del electrón, si se pudiera medir ya sea la carga o la masa de un electrón se podría calcular el valor de la otra cantidad. En 1909, Robert Millikan (1868-1953) de

Figura 6. Ilustración de la ley de las proporciones múltiples. Relación del oxígeno en el monóxido de carbono y dióxido de carbono: 1:2

Carbono

Carbono

Monóxido de carbono

Dióxido de carbono Oxígeno

Oxígeno

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Figura 9. Modelo atómico de J. J. Thomson, conocido como modelo del "pudín de pasas", por su semejanza con el postre hecho con pasas. Los electrones están insertos en una esfera uniforme con carga positiva.

la Universidad de Chicago logró medir la carga de un electrón realizando lo que se conoce como “experimento de la gota de aceite de Millikan” (Figura 8). Luego, Millikan calculó la masa del electrón usando su valor experimental para la carga, 1.6 x 10-19 C, y la relación carga-masa de Thomson, 1.76 x 108 C/g:

Empleando valores un poco más exactos, obtenemos el valor que se acepta actualmente para la masa del electrón de: 9.10939 x 10-28 g. Esta masa es unas 2000 veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más pequeño.

Desde principios de 1900 ya se conocían dos características de los átomos: que contienen electrones y que son eléctricamente neutros. Para que un átomo sea neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas. Thomson propuso que un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones como si fueran las pasas en un pastel, "modelo del pudín de pasas", se aceptó como una teoría durante algunos años. En 1910, un físico neozelandés, Emest Rutherford, que estudió con Thomson en la Universidad de Cambridge, utilizó partículas para demostrar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geigerlo y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, Ernest Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales, como blanco de partículas provenientes de una fuente radiactiva. Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o con una ligera desviación; algunas partículas eran dispersadas (o desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo. En algunos casos, las partículas regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva.

Figura 8. Representación del aparato que Millikan usó para medir la carga del electrón. El experimento consiste en dejar caer pequeñas gotas de aceite, que habían capturado electrones de más, entre dos placas cargadas eléctricamente. Millikan midió el voltaje de las placas afectaba su rapidez de caída y calculó las cargas de las gotas. Demostró que las cargas siempre eran múltiplos enteros de 1.60 x 10

-19 C, cantidad que,

según dedujo él, era la carga de un solo electrón.

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Figura 12. En el modelo atómico de Niels Bohr se posicionan los electrones en niveles de energía alrededor del núcleo.

Figura 11. Modelo atómico de Rutherford.

En 1913 el físico danés Niels Henrik Bohr modificó el modelo de Ermest Rutherford y propuso un modelo planetario para el átomo de hidrógeno, el cual permitía explicar el espectro atómico. El modelo sólo permite cierta cantidad de órbitas. Es decir, que la energía de los electrones está cuantizadas.

La teoría cuántica de la estructura del átomo El fallo del modelo atómico de Bohr, que no permite predecir y explicar con precisión el espectro de líneas del hidrógeno y la división de las líneas espectrales en un campo magnético (efecto Zeeman), obligó a Louis de Broglie (1892-1987) en 1924 a decir que los electrones podían ser tratados no sólo como partículas, sino también como ondas.

Figura 10. a) Diseño experimental de Rutherford para medir la dispersión de las partículas mediante una lámina de oro. La mayoría de las partículas α atravesaron la lámina de oro con poca o ninguna desviación. Algunas se desviaron con un ángulo grande. En ocasiones alguna partícula α invierte su trayectoria. b) Esquema amplificado de la trayectoria de las partículas α al atravesar o ser desviadas por los núcleos.

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Figura 14. Densidad electrónica para el electrón del átomo de hidrógeno representada mediante un diagrama de puntos.

( )

Erwin Schrödinger derivó la ecuación matemática para describir el comportamiento ondulatorio de los electrones. Con ella se obtienen las funciones de onda (ψ), las cuales, son ecuaciones matemáticas que predicen la energía que poseen los electrones y las regiones en el espacio adonde pueden ser encontrados. El cuadrado de las funciones de onda (ψ2), es igual a la probabilidad de hallar a un electrón en una región dada alrededor del núcleo de un átomo. Esta densidad de probabilidad se visualiza con la idea de que el electrón es un punto y cambia su posición cada segundo por un periodo largo de tiempo, y la mayor densidad de puntos se encuentra más cerca del núcleo. Esta es la región de mayor densidad electrónica; es decir, es la región de mayor probabilidad para encontrar un electrón.

Ecuación de onda Varias soluciones Varios orbitales

Figura 15. El Ψ

2 significa la probabilidad de hallar al electrón en la región que rodea al núcleo.

La ecuación de onda tiene varias soluciones que está determinada por los números cuánticos, por tanto, para un conjunto de números cuánticos existe una solución que nos indica el tipo de orbital,

Ψ2

Solución 1 Orbital 1

Solución 2 Orbital 2

Solución n Orbital n

Constante de Planck

Energía potencial Energía total

Figura 13. Representación esquemática de la dualidad onda-partícula. Este nuevo enfoque permitió el desarrollo de nuevos modelos atómicos que surge en 1927 con Erwin Schrödinger (1887-1961) con el desarrollo de una función de onda (Ψ) que describe el comportamiento de un electrón que se halla alrededor de un núcleo atómico; este modelo es la mecánica cuántica.

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nivel de energía, subniveles y el número de electrones por nivel. En este caso n es el número cuántico principal, l el número cuántico del momento angular; ml el número cuántico magnético y ms que proporciona la orientación de los electrones en el orbital. Como podemos deducir de la figura 16 que n toma valores de 1 hasta el infinito; l de cero hasta n-1 y ml desde –l considerando el cero hasta +l, esto nos permite conocer que hay una dependencia entre los números cuánticos por ejemplo, l depende de n. También existe una relación de los números cuánticos y la forma de los orbitales: n proporciona información del tamaño; l la forma; ml la orientación.

El número cuántico del momento angular designa el tipo de orbital que hay en cada subnivel, así como también el número de orbitales y de electrones.

Tabla 1. Presentación de los valores de l y su relación con los orbitales

Valor de l Designación del orbital

Numero de orbitales

Número de electrones por subnivel

0 s 1 2

1 p 3 6

2 d 5 10

3 f 7 14

Teniendo en cuenta cual es el significado de cada número cuántico, estamos en la capacidad para construir un diagrama de número cuántico.

Números cuánticos

n Principal 1 a ∞

l Momento angular

0 a n-1

ml Magnético -l a l

Además ms Espín

(giro)

+1/2

o

-1/2

Figura 17. Diagramas de números cuánticos.

Figura 16. Los números cuánticos que identifican a un orbital, su significado y los valores que adquieren.

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Conocido como se elabora el diagrama de número cuántico, se pueden comenzar a distribuir los electrones en los orbitales; para esto necesitamos conocer el principio Aufbau o de construcción que establece que la configuración electrónica de un átomo puede describirse con sólo agregar electrones, uno a uno hasta llegar al total requerido por el elemento. El principio de exclusión de Pauli, propuesto por Wolfgang Pauli (1900-1958) en 1925, establece que en un átomo no puede haber dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales. Sólo puede haber un orbital con cada conjunto de tres números cuánticos y cada orbital sólo puede contener dos electrones. La regla de la máxima multiplicidad de Hund: Al llenar un conjunto de orbitales se deberá maximizar el número de electrones no a pareados y dichos electrones tendrán espines paralelos.

Iones Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones, cargados positivamente del núcleo de un átomo permanece igual en los cambios químicos comunes (llamados reacciones químicas). La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión, un ion con carga neta positiva. Por ejemplo, un átomo de sodio (Na) que puede perder un electrón para formar el catión sodio, Na+:

Tabla 2. Partículas subatómicas del ion sodio

Átomo de Na Ion Na+

11 protones 11 protones

11 electrones 10 electrones

Por otra parte, un anión es un ion cuya carga neta es negativa por un incremento en el número de electrones. Por ejemplo, un átomo de cloro (Cl) puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl-:

Tabla 3. Partículas subatómicas del ion cloruro

Átomo de Cl Ion Cl-

17 protones 17 protones

17 electrones 18 electrones

Un átomo puede perder o ganar más de un electrón. Como ejemplos: Mg2+, Fe3+, S2- y N3-. Estos iones, lo mismo que los iones Na+ y Cl-, reciben el nombre de iones monoatómicos porque tienen solamente un átomo.

Correcto

Incorrecto

Incorrecto

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Moléculas

Una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación ya definida que se mantienen unidos por fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos). Una molécula puede contener átomos del mismo elemento químico o átomos de dos o más elementos, siempre en una proporción fija, de acuerdo con la ley de las proporciones definidas. La molécula de hidrógeno, representada por H2 es una molécula diatómica porque tiene sólo dos átomos. Otros elementos que existen normalmente como moléculas diatómicas son nitrógeno (N2) y oxígeno (O2), así como los elementos del grupo 17: flúor (F2), cloro (CI2), bromo (Br2) y yodo (I2). Por supuesto, una molécula diatómica puede contener átomos de diferentes elementos. Como ejemplos se pueden citar el cloruro de hidrógeno (HCI) y el monóxido de carbono (CO). La gran mayoría de las moléculas contiene más de dos átomos. Pueden ser átomos de un mismo elemento, como el ozono (O3), que está formado por tres átomos de oxígeno, o bien pueden ser combinaciones de dos o más elementos diferentes. Las moléculas que contienen más de dos átomos reciben el nombre de moléculas poliatómicas. El ozono (O3), el agua (H2O) y el amoniaco (NH3) son moléculas poliatómicas.

Tabla 4. Configuraciones electrónicas de iones

Átomo Configuración

electrónica Ion

Configuración electrónica

Na [Ne] 3s1 Na+ [Ne]

Mg [Ne] 3s2 Mg2+ [Ne]

Al [Ne] 3s2p1 Al3+ [Ne]

Figura 18. Iones monoatómicos comunes ordenados según sus posiciones en la tabla periódica. Obsérvese que el ion Hg2

2+ contiene dos átomos.

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Figura 19. Niveles de energía y el orden lógico de llenado.

Para resolverse La configuración electrónica correspondiente al átomo de aluminio es:

a) 1s2 2s2 2p6 3p2 3s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 c) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p2 d) 1s2 2s2 2p6 3s0 3p3

La capacidad total de electrones en el subnivel 3p es: ___ Y la de un orbital 3p es: ___ Escriba las configuraciones electrónicas para los siguientes iones:

a) Na+ y PO43-

b) Zn2+ y SO42-

c) Fe3+ y CO32-

Número atómico y másico

La escala de masa atómica Aunque los científicos del siglo XIX nada sabían sobre las partículas subatómicas, eran conscientes de que los átomos de diferentes elementos tienen diferentes masas.

n=7

n=6

n=5

n=4

n=3

n=2

n=1

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Descubrieron, por ejemplo, que 100 g de agua contiene 11.1 g de hidrógeno y 88.9 g de oxígeno. Por lo tanto, el agua contiene 88.9/11.1 = 8 veces más oxígeno, en masa, que hidrógeno. Una vez que los científicos se percataron que el agua contiene dos átomos de hidrógeno por cada oxígeno, llegaron a la conclusión de que un átomo de oxígeno debía pesar 2 x 8 = 16 veces más que un átomo de hidrógeno. Arbitrariamente se asignó al hidrógeno, el elemento más ligero, una masa relativa de 1 (sin unidades), y las masas atómicas de los otros elementos se determinaron con relación a este valor. Por tanto, se asignó al oxígeno una masa atómica de 16. Hoy en día podemos medir las masas de átomos individuales con un alto grado de exactitud. Por ejemplo, sabemos que el átomo de 1H tiene una masa de 1.6735 X 10-24 g y el átomo de 16O tiene una masa de 2.6560 x 10-23 g, resulta conveniente emplear la unidad de masa atómica (uma) al trabajar con estas masas tan pequeñas:

1 uma = 1.66054 x 10-24 g y 1 g = 6.02214 x 1023 uma Por acuerdo científico se ha definido que su valor es igual a 1/12 parte de la masa del isótopo 12C del carbono. Su masa equivale aproximadamente a con la masa de un protón (o un átomo) de hidrógeno.

Masa atómica promedio La mayor parte de los elementos químicos se dan en la naturaleza como mezclas de isótopos. La masa atómica promedio de un elemento es la suma de las masas de sus diferentes isótopos y de sus abundancias relativas. La abundancia de un elemento químico indica en términos relativos cuán común es, o cuánto existe de dicho elemento comparado con otros elementos químicos. Por ejemplo, el carbono natural se compone de un 98.93% de 12C y de 1.07% de 13C. Las masas de estos núclidos son 12 uma (exactamente) y 13.00335 uma, de forma respectiva. Calcula la masa atómica promedio del carbono a partir de la abundancia fraccionaria de cada isótopo y la masa de ese isótopo:

Masa atómica promedio = abundancia relativa del 12

C x masa del 12

C + abundancia relativa del 13

C x masa del 13

C

Masa atómica promedio = (0.9893)(12 uma) + (0.0107)(13.00335 uma) = 12.01 uma La masa atómica promedio de cada elemento (expresada en uma) también se denomina peso atómico. A pesar de que el término masa atómica promedio es más correcto, y a menudo se usa el término más sencillo de masa atómica, el uso del término peso atómico es lo más común. Se entiende por núclido a todo átomo de un elemento que tiene una composición nuclear definida, es decir con un número de protones y neutrones definidos. Se puede representar como:

Donde:

A E: Símbolo del elemento químico.

Z: Número atómico, cuyo valor es único para un elemento.

A: Número de masa, es variable para un mismo elemento debido a la existencia de los isótopos.

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Ejercicio resuelto En la naturaleza el cloro se encuentra 75.78% como 35Cl, el cual tiene una masa atómica de 34.969 uma, y 24.22% como 37Cl, que tiene una masa atómica de 36.966 uma. Calcule la masa atómica promedio (es decir, el peso atómico) del cloro. Solución: La masa atómica media se obtiene multiplicando la abundancia de cada isótopo por su masa atómica y sumando los productos., ya que 75.78% es 0.7578 y 24.22% es 0.2422, tenemos: Masa atómica promedio = (10.7578) (34.969 uma) + (0.2422) (36.966 uma) = 26.50 uma + 8.953 uma = 35.45 uma Esta respuesta es razonable. La masa atómica media del Cl queda entre las masas de los dos isótopos y está más cerca del valor para 35Cl, que es el isótopo más abundante.

Para resolverse

Existen tres isótopos del silicio en la naturaleza: 28Si (92.23%), que posee una masa de 27.97693 uma; 29Si (4.68%), que presenta una masa de 28.97649 uma; y 30Si (3.09%), que tiene una masa de 29.97377 uma. Calcule el peso atómico del silicio.

Subraya la respuesta correcta de las siguientes expresiones: 1. ¿Qué explica el modelo atómico de John Dalton?

a. La materia está constituida por átomos. b. Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa. c. Los fenómenos eléctricos.

2. El aporte de Ernest Rutherford fue el siguiente:

a. Descubrió que el átomo era prácticamente espacio vacío. b. Descubrió que casi toda la masa del átomo se hallaba alrededor del núcleo atómico. c. Descubrió la existencia de protones.

3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a. La masa del electrón es superior a la masa del neutrón. b. La carga eléctrica del núcleo atómico es positiva. c. El electrón se ubica en el núcleo del átomo.

Isótopos Los isótopos son los diferentes tipos de átomos del mismo elemento químico, cada uno con un número diferente de neutrones. Los isótopos difieren en número másico, pero no en el número atómico. El número de protones (número atómico) es el mismo porque eso es lo que caracteriza a un elemento químico. El símbolo simplemente 12

6C (léase “carbono doce”, carbono-12) representa

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el átomo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones. El número de protones, que se denomina número atómico, se indica con el subíndice. El superíndice indica el número de masa, y significa el número total de protones más neutrones en el átomo. Por ejemplo, algunos átomos de carbono contienen seis protones y ocho neutrones, y por tanto se representan como 14

6C (léase “carbono catorce”). Por tanto, podemos considerar a un átomo como la muestra más pequeña de un elemento, porque si lo dividimos en partículas subatómicas destruimos su identidad.

Tabla 5. Isótopos del carbono.

Símbolo Número de

protones Número de electrones

Número de neutrones

11C 6 6 5 12C 6 6 6 13C 6 6 7 14C 6 6 8

Casi 99% del carbono que existe en la naturaleza consiste en 12C

Ejercicio: ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo de 197Au?

Solución: El superíndice 197 es el número de masa, la suma de los números de protones y de los neutrones. Según tablas, el oro tiene número atómico de 79. Por tanto, un átomo de 197Au tiene 79 protones, 79 electrones y 197 - 79 = 118 neutrones.

Ejercicio: ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo de 138Ba?

Solución: El superíndice 138 es el número de masa, la suma de los números de protones y de los neutrones. Según tablas, el bario tiene número atómico de 56. Por tanto, un átomo de 138Ba tiene 56 protones, 56 electrones y 138 - 56 = 82 neutrones.

Ejercicio: El magnesio tiene tres isótopos, con números de masa 24, 25 y 26. (a) Escriba el símbolo químico completo para cada uno. (b) ¿Cuántos neutrones hay en un núclido de cada isótopo?

Solución: (a) El magnesio tiene número atómico 12, así que todos los átomos de magnesio tienen 12 protones y 12 electrones. Por tanto, los tres isótopos se representan como 24Mg, 25Mg y 26Mg. (b) El número de neutrones en cada isótopo es el número de masa menos el número de protones. Por tanto, el número de neutrones en un núclido de cada isótopo es 12, 13 y 14, respectivamente.

Para resolverse Escriba el símbolo químico completo del núclido que contiene: 82 protones, 82 electrones y 126 neutrones.

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Formas geométricas de las moléculas Tipos de moléculas: Moléculas diatómicas homonucleares: Son moléculas que están constituidas por dos átomos y tienen el mismo núcleo con ángulo de enlace de 180°. Este tipo de moléculas son no polares porque tienen el mismo núcleo.

La molécula del hidrógeno:

La molécula del oxígeno:

Modelo esfera y barra Sistema de enlace π y sigma

Moléculas diatómicas heteronucleares: Estas moléculas se forman por dos átomos diferentes, por tanto, sus núcleos son diferentes.

La molécula del monóxido de carbono. Esta molécula presenta un doble enlace carbono – oxígeno con un ángulo de 180° y es una molécula con enlace polar, porque al sumar los vectores resultante con respecto a la electronegatividad no se cancelan, se orientan hacia en oxígeno.

Diferentes representaciones de la molécula de monóxido de carbono

Moléculas poliatómicas: Son moléculas de tres átomos en adelante con diferentes ángulos dependiendo del tipo de molécula.

Amoniaco. En esta molécula el ángulo de enlace hidrogeno – hidrogeno es de 107.8° y el del hidrogeno – par de electrones es de 101.7°. Esta molécula es polar, debido a que al realizar la suma de los vectores según la electronegatividad de sus átomos no se anulan, porque el par de electrones del nitrógeno reduce el enlace hidrógeno – hidrógeno.

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Modelo esferas y barras

Ángulos de enlaces Geometría piramidal

Polaridad:

El enlace N ― H es polar N- ― H+ Electronegatividad: (2.5 - 2.1) = ΔEN = 0.4 La molécula es polar porque sus vectores no se anulan, produciéndose un momento dipolar

≠0 y grande.

Agua: Esta molécula posee ángulo de enlace hidrogeno – hidrogeno de 104.45° y oxígeno – hidrogeno de 95.84°. También es una molécula con enlace polar y ella es polar, porque la suma de sus vectores según la electronegatividad de los átomos no se anulan.

Modelo esferas y barras Ángulos de enlaces Geometría angular

Etileno: Tiene doble enlace carbono – carbono y enlaces sencillos carbonos – hidrogeno; todos sus enlaces son de 120° con una geometría trigonal plana, siendo una molécula no polar.

Modelo esferas y barras Geometría plana

Ángulos de enlaces

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Tabla periódica

Historia de la tabla periódica Desde comienzos del siglo XIX, los científicos han agrupado los elementos químicos en tablas, ordenadas en función de sus propiedades. Fruto de estos trabajos es la tabla periódica, tal como la conocemos y utilizamos actualmente. Primeras clasificaciones La mayor parte de los elementos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la naturaleza y en numerosos compuestos. Por ello, durante siglos, los científicos no se dieron cuenta de su existencia. A principios del siglo XIX, los avances en la química hicieron más fácil aislar los elementos de sus compuestos. Al aumentar el número de elementos conocidos, los científicos comenzaron a investigar la posibilidad de clasificarlos de acuerdo con su utilidad. Desde sus inicios hasta la actualidad, la tabla periódica ha estado en constante cambio y evolución. A mediados del siglo XIX ya se conocían 55 elementos sin ninguna relación aparente, por lo que los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos químicos de alguna manera que permita un estudio más sistematizado; para ello se tomaron como base las similitudes químicas y físicas de los elementos, estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica. a) Johan W. Dobereiner

J. Dobereiner (1789-1849) fue el primer científico que comenzó a ordenar los elementos con propiedades similares en grupos de tres, llamadas “triadas”, en las que el peso atómico del elemento químico central era casi el promedio de los otros dos. Por ejemplo, para la tríada cloro, bromo y yodo, sus pesos atómicos serán de respectivamente 35.45, 80 y 127. Si sumamos los valores de los elementos extremos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a la tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es bromo, lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas. En 1817, puso de manifiesto el notable parecido que había entre propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Para 1850, se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

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b) John Newlands Organiza los elementos en grupos de ocho octavas, que permitió mejorar no sólo la distribución de los elementos en la tabla, sino las relaciones entre dichos elementos. Dicha Ley observa que las propiedades químicas se repiten sucesivamente cada ocho elementos en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que en cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

Li 6,9 Na 23,0 K 39,0

Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0

B 10,8 Al 27,0

C 12,0 Si 28,1

N 14,0 P 31,0

O 16,0 S 32,1

F 19,0 Cl 35,45

Ne 20.17 Ar 39.94

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en periodos, conformados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. Sin embargo, tal ley resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio, por lo cual el trabajo de Newlands fue rechazado por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy. c) Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer En 1869, Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer publicaron esquemas de clasificación casi idénticos. Ambos científicos señalaron que las propiedades químicas y físicas similares ocurren de manera periódica, si los elementos se acomodan en orden de peso atómico creciente. La clasificación de los elementos la llevaron a cabo de acuerdo con los criterios siguientes:

1. Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas o pesos atómicos. 2. Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.

En 1869, clasificaron a los elementos distribuyéndolos en ocho grupos, de tal manera que aquellos elementos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo y dejaron espacio para elementos que no habían sido descubiertos. La tabla periódica de Mendeleiev y Meyer incluyó 66 elementos, pero en el año 1900 ya se habían descubierto 30 elementos más, los cuales se incluyeron en los espacios vacíos, a pesar de que esta tabla tuvo éxito, sus primeras versiones presentaron ciertas incongruencias, posteriormente se agregaron los gases nobles y los elementos radioactivos; por lo cual surgió el problema de las

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irregularidades que existían para respetar el criterio de ordenamiento por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas similares. Ejemplos de esta dificultad están en las parejas telurio-yodo, argón-potasio y cobalto-níquel, ya que al comparar los pesos atómicos de los elementos de cada pareja se observa que dichos pesos atómicos disminuyen (peso atómico de Te = 127.60 g y de I = 126.90 g), en este sentido, se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.

Tabla periódica actual En 1913, Henry Moseley basándose en experimentos con los rayos X determinó los números atómicos de los elementos y con éstos creó una nueva organización para los elementos descubiertos, basada en la actual “Ley periódica”. Esta ley establece que: "Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos". Esto significa que cuando se ordenan los elementos ascendentemente de sus números atómicos, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y con propiedades físicas que varían periódicamente.

Estructura de la tabla periódica La tabla periódica consta de 7 filas horizontales llamadas periodos, numerados del 1 al 7, y de 18 columnas verticales llamadas grupos o familias, numerados, del 1 al 18 según la IUPAC, donde los elementos ocupan sus lugares atendiendo al orden creciente del número atómico (Z). Los metales están separados de los no metales, los gases nobles ocupan el final de cada periodo y las tierras raras (lantánidos y actínidos) están fuera de la tabla en dos filas de 14 elementos cada una. a) Periodos: Serie de elementos ordenados en forma horizontal, donde sus propiedades químicas

cambian progresivamente, estos elementos están ubicados en orden creciente de su número atómico, de modo que cada elemento se diferencia del anterior por un electrón, denominado electrón diferenciante.

El número de elementos en los períodos, coincide con el número de electrones en los niveles de energía, así.

Tabla 6. Elementos por período

Período N° de elementos Elementos

1° 2 H, He Periodo corto

2° 8 Li al Ne Periodo corto

3° 8 Na al Ar Periodo corto

4° 18 K al Kr Periodo largo

5° 18 Rb al Xe Periodo largo

6° 32 Cs al Rn Periodo largo

7° 32 Fr al Uuo Periodo largo

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b) Grupos o familias: Serie de elementos químicos ordenados verticalmente, cuyas propiedades químicas son similares, ya que presentan la misma configuración de la capa de valencia (capa externa). Estos grupos reciben nombres particulares así:

Figura 20. Grupos y familias de la tabla periódica.

Enumerados de izquierda a derecha, según la última recomendación de la IUPAC, los grupos de la tabla periódica son:

Tabla 7. Grupos de la tabla periódica

Grupo Nombre

1 Alcalinos

2 Alcalino térreos

3 Familia del escandio

4 Familia del titanio

5 Familia del vanadio

6 Familia del cromo

7 Familia del manganeso

8 Familia del hierro

9 Familia del cobalto

10 Familia del níquel

11 Familia del cobre

12 Familia del zinc

13 Familia del boro

14 Familia del carbono

15 Familia del nitrógeno

16 Anfígenos o familia del oxígeno

17 Halógenos

18 Gases nobles

Capa de valencia: Es la capa más externa de un elemento donde se encuentran los electrones de valencia.

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Electrones de valencia: Son los electrones más externos de un elemento, los cuales participan en las reacciones químicas. Además de esta ordenación, es frecuente referirse a cuatro bloques denominados s, p, d y f, según sea el orbital ocupado por el electrón diferenciante (último que se coloca en la estructura). Veamos la siguiente clasificación de los elementos: De acuerdo a su electrón diferenciante

Electrón diferenciante: Es el último electrón de un átomo que lo hace diferente a otro.

a) Representativo: Son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en subniveles tipo “s” (grupos 1 y 2) o “p” (grupos del 13 al 18).

b) Transición: Son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en subniveles tipo “d” (grupos del 3 al 12).

c) Transición interna o tierra rara: Son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en subniveles tipo “f” (lantánidos, actínidos).

Por lo tanto, existen cuatro bloques denominados s, p, d y f, según sea el orbital ocupado:

El bloque s, está formado por los elementos de los grupos 1 y 2. Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, tienen configuración electrónica ns1. Los metales alcalinotérreos, situados en el grupo 2, tienen configuración ns2.

El bloque p, lo forman los grupos del 13 a 18, cuyos electrones de valencia ocupan los orbitales p. Inicia con el grupo 2, con configuración externa ns2np1, y finaliza con los elementos del grupo 18, gases nobles, que tienen la capa de valencia completa, siendo su configuración electrónica ns2np6, a excepción del He, 2s2.

Los elementos de los bloques anteriores s y p se conocen como elementos representativos, debido a la regularidad de sus propiedades químicas.

Los elementos del bloque d, denominados elementos de transición, están en el centro de la tabla periódica, ocupando los grupos del 3 a 12. Los electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel (n–1)d. Las configuraciones varían desde (n–1)d1ns2 en el grupo 3, hasta (n–1)d10ns2 en el grupo 12.

El bloque f comprende los elementos de transición interna. Están formados por dos series de 14 elementos cada una: lantánidos y actínidos. En éstos su electrón diferenciante está ocupando orbitales f del nivel (n-2). La configuración electrónica, con algunas excepciones, se escribe de forma general como (n–2)f1–14(n–1)d1ns2, tomando n un valor de 6 para los lantánidos y 7 para los actínidos.

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Figura 21. Elementos de acuerdo al electrón diferenciante

De acuerdo a sus propiedades: metales, no metales y semimetales

Los metales se caracterizan por su tendencia a ceder electrones y convertirse en cationes, es decir, a cargarse positivamente.

Entre las propiedades físicas de los metales se encuentran las siguientes:

a) Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. b) Poseen brillo metálico. c) Son dúctiles (se pueden extender en forma de hilos o alambres). d) Son maleables (se pueden aplanar para formar láminas delgadas). e) Son sólidos a temperatura ambiente a excepción del elemento mercurio (Hg), puesto que es

líquido a temperatura ambiente. f) Son buenos conductores de la electricidad y el calor. g) Presentan puntos de fusión altos y moderados. h) Tienden a perder electrones (oxidación) en las reacciones químicas.

Los no metales se caracterizan por su tendencia a ganar electrones y convertirse en aniones, es decir a cargarse negativamente.

Entre las propiedades físicas de los no metales se encuentran las siguientes:

a) A excepción del carbono en forma de grafito, los no metales no conducen la electricidad; esta es una de las principales características que difieren de los metales.

b) Son aislantes del calor (excepto el carbono en forma de diamante). c) No poseen brillo metálico. d) No son dúctiles ni maleables. e) Algunos son sólidos no maleables más bien frágiles, el bromo (Br) es líquido y otros como el

nitrógeno (N) y oxígeno (O) son gases a temperatura ambiente.

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En la tabla periódica, una línea diagonal quebrada se extiende desde el boro (B) hasta el telurio (Te), ubicando al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Los elementos que se ubican a los lados de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de semimetales o metaloides. Tienen propiedades intermedias entre los elementos metálicos y no metálicos, por ejemplo, son semiconductores, a temperaturas bajas son aislantes y a medida que aumenta la temperatura, aumenta su conductividad. Por ejemplo, el Sb conduce la electricidad igual que muchos elementos que son verdaderos metales, sin embargo, su química se asemeja a la del fósforo no metálico.

Se incluyen solo el boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico(As), antimonio (Sb) y telurio (Te) en esta categoría; quizá esta distinción no sea totalmente satisfactoria, pero refleja la ambigüedad del comportamiento de estos elementos.

La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.

Figura 22. Tabla periódica de los elementos.

Configuraciones electrónicas y la tabla periódica Existe una relación en las configuraciones electrónicas de los elementos y su posición dentro de ella. Esto nos permite relacionar un gran número de sucesos químicos.

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Recordemos que: Capa de valencia: Es la capa más externa de un elemento donde se encuentran los electrones de valencia. Electrones de valencia: Son los electrones más externos de un elemento, los cuales participan en las reacciones químicas. Ejemplos: Capa de valencia de los elementos representativos: Grupo 1

1H: 1s1

3Li: 1s2 2s1

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Los elementos anteriores poseen 1 electrón de valencia y la generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns1

Grupo 2

4Be: 1s2 2s2

12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2

20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, 4s2

38Sr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 Los elementos anteriores tienen 2 electrones de valencia y la generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2 Grupo 13

5B: 1s2 2s2 2p1

13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

31Ga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 Los elementos anteriores tienen 3 electrones de valencia y la generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2np1 Grupo 14 La generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2 np2 Grupo 15 La generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2 np3 Grupo 16 La generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2 np4

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Grupo 17 La generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2 np5

Grupo 18

10Ne: 1s2 2s2 2p6

18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6

Los elementos anteriores tienen 8 electrones de valencia y la generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2 np6

Capa de valencia para algunos elementos de transición

Grupo 3

21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d1

39Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5s24d1 La generalización de la capa de valencia para el grupo 3 es: ns2(n-1)d1

Grupo 4

22Ti: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d2

40Zr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5s24d2 La generalización de la capa de valencia para el grupo es: ns2(n-1)d2

Grupo 7

25Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d5 La generalización de la capa de valencia para el grupo 7 es: ns2(n-1)d5

Grupo 12

30Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

48Cd: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 La generalización de la capa de valencia para el grupo 12 es: ns2(n-1)d10

Algunas propiedades físicas de los elementos varían regularmente en función de su configuración electrónica, esto es, de su posición en la tabla periódica. Por eso se llaman propiedades atómicas periódicas.

El conocimiento de las propiedades periódicas es de suma importancia para entender la química de reacción de los elementos. La semejanza en las propiedades de los elementos es resultado de las configuraciones electrónicas similares en la capa de valencia. Se presentan a continuación las más importantes:

Tamaño atómico o radio atómico

El tamaño de los átomos es difícil de establecer, puesto que los electrones no se encuentran a distancias fijas del núcleo y las densidad electrónica no tiene fronteras definidas; además, cada átomo está influenciado por otros y su tamaño varía según este libre o no. A pesar de esto, es posible asignar a los átomos radios atómicos que indican su tamaño aproximado.

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Diferentes experimentos han permitido medir el tamaño de los átomos. Considerado como una esfera, el átomo tiene un radio de unos 10-10 m y el núcleo tiene un radio de unos 10-14 m. De aquí se puede deducir que el núcleo es unas 10 000 veces más pequeño que el átomo. Para hacer una idea: si el átomo fuera del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo sería como un arroz colocado en su centro, y los electrones se encontrarían en las gradas girando alrededor del campo.

a) Radio atómico

Es una medida del tamaño del átomo. Se define como la mitad de la distancia existente entre los núcleos de dos átomos de la misma molécula.

Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. Por ejemplo, para una molécula diatónica como el cloro (Cl2), el radio de un átomo de Cl es la mitad de la distancia que ha sido experimentalmente determinada entre los centros de los dos átomos.

El radio atómico de los elementos químicos de un mismo grupo o familia, aumenta a medida que se incrementa el número atómico, debido a que al incrementarse el número atómico, aumenta el número de niveles energéticos.

Variación del radio atómico en grupos y periodos

Figura 25. Radios atómicos de los elementos químicos ubicados en el periodo 2.

Disminuye

Aumenta

Figura 23. Dirección de disminución y de crecimiento del radio atómico.

Electrón de la capa de valencia

Núcleo atómico

R

Figura 24. El radio atómico depende de la distancia que existe del núcleo atómico a los electrones de la capa de valencia.

Litio 1.52Å

Berilio 1.12Å

Boro 0.88Å

Carbono 0.77Å

Nitrógeno 0.70Å

Oxígeno 0.66Å

Flúor 0.64Å

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b) Radio iónico Es una medida del tamaño de la órbita electrónica externa del mismo. La sumatoria de dos radios iónicos es igual a la distancia internuclear en un cristal que contenga los dos iones. El tamaño de los iones aumenta al pasar de la parte alta de un grupo a su parte inferior. Dentro de un período no se presenta una tendencia, pues la carga de un ion cambia de positiva a negativa a través del período. Podemos considerar dos casos en la variación del radio iónico:

a) Que el elemento gane electrones. El electrón o electrones ganados se colocan en los orbitales vacíos, transformando el átomo en un anión o ión negativo. La ganancia de electrones por un átomo no metálico aislado es acompañada por un aumento de tamaño.

b) Que el elemento pierda electrones Generalmente se pierden los electrones de valencia y el elemento se transforma en un catión. La pérdida de electrones por un átomo metálico aislado implica una disminución de su tamaño.

Por ejemplo, los metales alcalinotérreos (grupo 2) presentan una configuración electrónica en su último nivel igual a ns2. Cuando pierden estos dos electrones externos adquieren la configuración electrónica del gas noble que les precede, aumentando su estabilidad y transformándose en un catión con dos cargas positivas (Mg2+, Ca2+, Ba2+, etc.). El valor del radio atómico del elemento es siempre mayor que el del correspondiente catión, ya que éste ha perdido todos los electrones de su capa de valencia. Podemos generalizar diciendo que los iones cargados positivamente (cationes) serán siempre más pequeños que los átomos neutros y los iones simples cargados negativamente (aniones), son siempre más grandes que los átomos neutros de los que se forman.

c) Energía de ionización o potencial de ionización La facilidad con que se separa un electrón de un átomo se mide por su energía de ionización, que se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo neutro en fase gaseosa:

( ) ( ) ( )

Disminuye

Aumenta

Figura 26. Dirección de disminución y de crecimiento del radio iónico.

Átomo de sodio 1.86Å

Átomo de flúor 0.64Å Anión F

- 1.36Å

Catión Na+

0.95Å

Figura 27. Radio iónico del catión sodio (Na+) y anión

flúor (F-).

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Cada átomo (excepto el hidrógeno) presenta una serie de energías de ionización ya que es posible retirar más de un electrón a un átomo, al retirar un segundo electrón es observable un aumento en la energía de ionización, puesto que el electrón arrancado pertenece a una subcapa interna de energía. Nos centraremos sólo en la tendencia periódica de la primera energía de ionización. Las energías de ionización también se pueden correlacionar con el radio atómico, de manera que los elementos que tienen pequeños radios atómicos generalmente presentan elevadas energías de ionización, ya que por la corta distancia, existe fuerte atracción electrostática entre el núcleo y la corteza de electrones. Para los elementos representativos la energía de ionización generalmente aumenta al recorrer un periodo (izquierda a derecha) y disminuye al descender por un grupo. La tendencia a través de un período, se relaciona con el aumento de la repulsión electrón-protón, al incrementarse el número atómico. Esto significa que además de disminuir el radio atómico, la energía necesaria para retirar el electrón aumenta. La disminución general de la energía de ionización al descender por un grupo ocurre porque el electrón removido se encuentra cada vez más lejano del núcleo, lo que reduce la fuerza de atracción entre el núcleo y el electrón. Las energías de ionización son expresadas en electrones-voltios (eV), donde 1 eV es la energía que adquiere un electrón cuando atraviesa una diferencia de potencial de 1V. 1eV equivale a 96,487 kJ mol-1. Otras unidades en que se expresa la (EI) son: Kcal, cal, kJ Variación de la energía de ionización en grupos y periodos

Figura 28. Variación de la energía de ionización

d) Afinidad electrónica o electroafinidad Algunos átomos tienen cierta afinidad o “atracción” hacia los electrones y pueden adquirir uno o más para formar un ión negativo. La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la energía interna intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ión negativo.

( ) ( )

Aumenta

Disminuye

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La afinidad electrónica y la energía de ionización representan la energía necesaria para que un átomo gane o pierda electrones, respectivamente. En este sentido, no es sorprendente que las tendencias periódicas en la afinidad electrónica se relacionen con las de la energía de ionización. Los no metales generalmente tienen valores más negativos de AE que los metales, lo que indica mayor afinidad de los no metales hacia los electrones. Esto ajusta con el hecho que los metales no forman iones negativos y los no metales presentan mayor tendencia a formar aniones. Al descender por un grupo de la tabla generalmente declina la afinidad electrónica. Debido a que se agregan electrones a distancias cada vez mayores del núcleo, por lo que la fuerza de atracción entre este y los electrones disminuye. Variación de la afinidad electrónica en grupos y periodos En la tabla periódica, la afinidad electrónica AE, incrementa de izquierda a derecha en períodos y de abajo hacia arriba en los grupos.

e) Electronegatividad Se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico. Se halla la electronegatividad relacionada con la energía de ionización y la afinidad electrónica. En general, la EN aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo y disminuye al descender por un grupo. Una escala de electronegatividad muy usada, cuyos valores son presentados en la tabla periódica, es la diseñada por Linus Pauling, estos valores van desde 0.7 hasta 4.0. En general, cuanto más pequeño sea el valor de EN, más metálico es el elemento y cuanto más grande sea, más carácter no metálico tendrá.

f) Carácter metálico y no metálico El carácter metálico es lo contrario del carácter no metálico, que disminuye al aumentar en carácter metálico. Puede relacionarse con las propiedades periódicas. Los metales tienden a tener energías de ionización bajas, y así conformar iones positivos con facilidad (pierden electrones en las reacciones químicas), además presentan poca afinidad electrónica, y al estar químicamente combinados poseen valores de electronegatividad muy pequeños.

Figura 29. Variación de la afinidad electrónica

Figura 30. Variación del carácter metálico

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Tendencia periódica del carácter metálico y no metálico El carácter metálico generalmente aumenta al descender en un grupo de la tabla periódica, y disminuye de izquierda a derecha en un periodo. Por el contrario los no metales presentan afinidades electrónicas muy negativas, tienden a ganar electrones y conformar iones negativos; presentan energías de ionización altas y sus valores de electronegatividad son muy altos al estar químicamente combinados.

Elementos en la corteza de la Tierra

Aun cuando hay un total de 92 elementos químicos que se encuentran de manera natural, sólo ocho de ellos abundan en las rocas que forman la capa externa de la tierra, la corteza. Juntos, estos ocho elementos representan el 98.5% de la corteza terrestre. Los ocho elementos más abundantes en la corteza terrestre son (por masa):

46.6% Oxígeno(O) 27.7% Silicio (Si) 8.1% Aluminio (Al) 5.0% Hierro (Fe) 3.6% Calcio (Ca) 2.8% Sodio (Na) 2.6% Potasio (K) 2.1% Magnesio (Mg)

Juntos, los elementos oxígeno y silicio componen la mayor parte de la corteza de Tierra incluyendo minerales de silicato tales como cuarzo y feldespato. El feldespato es el mineral más común sobre la corteza terrestre, de manera que es muy posible que lo encuentres entre las rocas que coleccionas. Se encuentra en cada uno de los tres tipos de rocas, pero es más común encontrarlo en las rocas ígneas intrusivas, como el granito, en donde los cristales son blancos o rosados. Asimismo, el cuarzo es uno de los minerales más comunes de la corteza terrestre. El silicio (Si) y el oxígeno (O) son los únicos elementos en el cuarzo puro. Si el magma en enfriamiento tiene restos de silicio después de que se ha formado el feldespato, es probable que se forme el cuarzo. El cuarzo puede encontrarse en todo tipo de rocas. Algunas veces, las rocas contienen grandes pedazos de cristal de cuarzo. Las rocas metamórficas, tales como el gneis, también poseen grandes pedazos de cristal de cuarzo. ¿Qué es un mineral? En Geología no se utiliza la palabra “piedra”, pues los que se llaman así pueden ser dos tipos de materiales: minerales o rocas. Los minerales son los bloques constructores de las rocas. Son sólidos y, como toda materia, están hechos de átomos de elementos. Existen muchos tipos diferentes de minerales, y cada tipo está

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hecho de un grupo particular de átomos. Los átomos se encuentran unidos, y se alinean de una manera especial llamada enrejado de cristales, o red de átomos. El enrejado de átomos es lo que le da al mineral su formal de cristal. Los diferentes minerales tienen cristales de diferentes formas. La mayoría de los minerales pueden convertirse en formas de cristales de tener suficiente espacio para crecer. Por lo general, existen tantos cristales creciendo en un mismo lugar, que competirán por espacio, y ninguno de dichos cristales alcanzará gran tamaño. Los nuevos cristales minerales crecen de dos formas distintas. Algunos minerales se crean cuando la roca fundida, nombrada magma, cuando está por debajo de la superficie del planeta, y llamada lava cuando está en la superficie; se enfría, y los átomos se unen y conforman cristales minerales. Otros minerales se forman cuando el agua, que tiene elementos disueltos, se evapora. Los átomos en el agua se enlazan, y eventualmente forman minerales sólidos. Las rocas están formadas por agregados de minerales, como el granito, o por un solo mineral, tal son la sal gema; aunque en ocasiones, pueden estar formadas por un único mineral. Las rocas se pueden formar de muy diversas maneras y a distintas profundidades. Una vez formadas, afloran y se las halla por toda la superficie terrestre. La formación de rocas es muy lento y sigue diferentes procesos. Para estudiarlas, dividimos las rocas en tres grandes grupos, según se han formado: ígneas, formadas por la solidificación del magma; metamórficas, formadas por transformación de otros tipos y sedimentarias, originadas a partir de los materiales de la erosión acumulados en una zona concreta. La atmósfera terrestre La atmósfera terrestre es una parte pequeña de la materia que forma nuestro planeta. Sin embargo, sin esta atmósfera sería imposible la existencia de vida en la Tierra. El Sol, los rayos de Sol que este astro emite, chocan con las moléculas de la atmósfera y producen los colores, que van variando según el momento del día. Conocemos el color del amanecer y del crepúsculo, las responsables de ellos son la luz y la atmósfera. La capa exterior de la Tierra es gaseosa, de composición y densidad muy distintas de las capas sólidas y líquidas que tiene debajo. Pero es la zona en la que se desarrolla la vida y, además, presenta una importancia trascendental en los procesos de erosión que son los que han formado el paisaje actual. Los gases fundamentales que forman la atmósfera son: nitrógeno (78.084%), oxígeno (20.946%), argón (0.934%) y dióxido de carbono (0.033%). Otros gases de interés presentes en la atmósfera son el vapor de agua, el ozono y diferentes óxidos. También hay partículas de polvo en suspensión como, por ejemplo, partículas inorgánicas, pequeños organismos o restos de ellos y sal marina. Muchas veces estas partículas pueden servir de núcleos de condensación en la conformación de nieblas muy contaminantes. Los volcanes y la actividad humana son responsables de la emisión a la atmósfera de diferentes gases y partículas contaminantes que tienen una gran influencia en los cambios climáticos y en el funcionamiento de los ecosistemas. El aire se encuentra concentrado cerca de la superficie, comprimido por la atracción de la gravedad y, conforme aumenta la altura, la densidad de la atmósfera disminuye con gran rapidez; es decir, la atmósfera de la Tierra es más densa cerca de la superficie y su densidad disminuye con la altura, hasta que eventualmente se difumina en el espacio. En los 5,5 kilómetros más cercanos a

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la superficie se encuentra la mitad de la masa total y antes de los 15 kilómetros de altura está el 95% de toda la materia atmosférica. La atmósfera se divide en cinco capas:

1. La tropósfera es la primera capa sobre la superficie, y contiene la mitad de la atmósfera de la Tierra. Llega hasta un límite superior (tropopausa) situado a 9 km de altura en los polos y los 18 km en el ecuador. En ella se producen importantes movimientos verticales y horizontales de las masas de aire (vientos) y hay relativa abundancia de agua. Los estados del tiempo se suceden en esta capa. Es la zona de las nubes y los fenómenos climáticos: lluvias, vientos, cambios de temperatura, y es la capa de más provecho para la Ecología. La temperatura va disminuyendo conforme se va subiendo, hasta llegar a -70°C en su límite superior.

2. Muchos aviones de propulsión vuelan por la estratósfera porque es muy estable. La capa de ozono también está allí, absorbiendo rayos solares malignos. Casi no hay movimiento en dirección vertical del aire, pero los vientos horizontales llegan a alcanzar frecuentemente los 200 km/h, lo que facilita el que cualquier sustancia que llega a la estratosfera se difunda por todo el globo con rapidez. En esta parte, entre los 30 y los 50 km, se encuentra el ozono, importante porque absorbe las dañinas radiaciones de onda corta.

3. Los meteoritos o fragmentos de roca se queman en la mesósfera. Se extiende entre los 50 y 80 km de altura, contiene sólo cerca del 0.1% de la masa total del aire. Es importante por la ionización y las reacciones químicas que ocurren en ella. La disminución de la temperatura combinada con la baja densidad del aire en la mesosfera fija la formación de turbulencias y ondas atmosféricas que actúan a escalas espaciales y temporales muy grandes. La mesósfera es la región donde las naves espaciales que vuelven a la Tierra empiezan a notar la estructura de los vientos de fondo, y no sólo el freno aerodinámico. La termósfera es la capa con las auroras. Las naves espaciales también orbitan allí.

4. La atmósfera se mezcla con el espacio en la extremadamente poco densa exósfera. Este es el límite superior de nuestra atmósfera.

La región que hay más allá de la ionósfera recibe el nombre de exósfera y se extiende hasta los 9.600 km, lo que constituye el límite exterior de la atmósfera. Más allá se extiende la magnetósfera, espacio situado alrededor de la Tierra en el cual, el campo magnético del planeta predomina sobre el campo magnético del medio interplanetario. La ionósfera se extiende desde una altura de casi 80 km sobre la superficie terrestre hasta 640 km o más. A estas distancias, el aire está enrarecido en extremo. Cuando las partículas de la atmósfera experimentan una ionización por radiación ultravioleta, tienden a permanecer ionizadas debido a las mínimas colisiones que se producen entre los iones. La ionósfera tiene una gran influencia sobre la propagación de las señales de radio. Una parte de la energía radiada por un transmisor hacia la ionosfera es absorbida por el aire ionizado, mientras que otra es refractada, o desviada, de nuevo hacia la superficie de la Tierra. Este último efecto permite la recepción de señales de radio a distancias mucho mayores de lo que sería posible con ondas que viajan por la superficie terrestre. La mezcla de gases que llamamos aire mantiene la proporción de sus componentes casi invariable hasta los 80 km, aunque cada vez más enrarecido (menos denso) conforme vamos ascendiendo. A partir de los 80 km la composición se hace más variable.

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La materia y sus transformaciones

Definición y clasificación de la materia Materia es todo aquello que tiene masa y que ocupa un lugar en el espacio. Por tener masa, posee inercia, y por tener un lugar en el espacio, tiene extensión. Clasificación de la materia En química se distinguen varios subtipos de materia con base en su composición y propiedades. La clasificación de la materia puede resumirse en el siguiente diagrama:

Figura 31. Diagrama de clasificación de la materia Sustancias puras Es una cantidad cualquiera de materia formada por un mismo tipo de átomos o moléculas que le proporcionan propiedades que la distinguen. Las moléculas se componen por átomos específicos en proporciones definidas e invariables. Puede existir en más de una fase pero la composición química es la misma en todas las fases. Por ejemplo, el agua líquida, una mezcla de hielo y agua y una mezcla de agua líquida y vapor de agua son todas sustancias puras; cada fase tiene la misma composición química.

Materia

Mezclas Separación por medios físicos en

Mezclas heterogéneas

Elementos Compuestos

Separación por medios químicos en

Sustancias puras homogénea

Mezclas homogénea (Soluciones)

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a) Propiedades Toda sustancia tiene un conjunto único de propiedades, características que permiten reconocerlas y distinguirlas de otras sustancias. Estas propiedades se pueden agrupar dentro de dos categorías: físicas y químicas.

Una sustancia pura se puede separar en sus componentes más simples únicamente por métodos químicos o nucleares; y no se pueden descomponer por métodos físicos.

Las propiedades químicas y físicas de las sustancias puras no varían en toda la extensión de la porción de materia.

La composición química de una sustancia pura es fija y constante. b) Clasificación: Las sustancias puras se pueden clasificar en: Elementos y Compuestos. Elementos: Son sustancias puras que no se pueden descomponer en sustancias más simples por medios químicos y, tradicionalmente, se consideran las sustancias fundamentales de las cuales se con la materia. Además, son sustancias puras que están compuestas por una sola clase de átomos:

Tabla 8: Elementos comunes y sus símbolos

Elemento Símbolo

Oro Au Plata Ag Argón Ar Radón Rn Cloro Cl Oxígeno O Uranio U Torio Th

En ocasiones, los átomos de un mismo elemento químico no metálico pueden combinarse entre sí formando especies conocidas como elementos moleculares, ejemplos de ellos se presentan: cloro gaseoso (Cl2), oxígeno gaseoso (O2) y azufre (S8). Propiedades: Los elementos pueden separarse en partes más simples únicamente por métodos nucleares. Por ejemplo:

Compuestos: Son sustancias puras que formadas por dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas e invariables.

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Propiedades:

Solamente pueden descomponerse o modificar su composición atómica en componentes más simples utilizando métodos químicos.

Por ejemplo: La electrólisis del separa elementos: ( ) y ( ): Con el descubrimiento de métodos

para generar electricidad, los químicos encontraron que el agua puede descomponerse en los elementos hidrógeno y oxígeno. Esta descomposición indica claramente que el agua no es un elemento. Sin embargo, no es meramente una mezcla de hidrógeno y oxígeno. Las propiedades del agua son muy diferentes de las de sus elementos constituyentes. Además la composición del agua no es variable: El agua pura, sin importar su origen, consta del 11% de hidrógeno y 89% de oxígeno en masa.

Las propiedades químicas y físicas de los compuestos químicos no varían en toda la extensión de la porción de sustancia pura.

Los compuestos presentan una composición elemental definida. Este enunciado pertenece a la “Ley de la Composición Constante” conocido como “Ley de las Proporciones Definidas”, la cual fue enunciada por Proust.

Mezclas: Son porciones de materia compuestos por varias clases de sustancias puras, en una proporción variable, en las que cada una de las sustancias retiene sus propiedades o propia identidad química. La mayoría de muestras de materia en la naturaleza son mezclas. Por ejemplo:

El agua de mar está conformada de agua y sal de mesa. El agua se forma por los elementos hidrógeno y oxígeno; y la sal de mesa por los elementos cloro y sodio.

El peróxido de hidrógeno, su fórmula es H2O2; esta difiere de la fórmula del agua (H2O) en un átomo de oxígeno más. Conforme a la definición de compuesto, ya no es agua, puesto que cambió la proporción de oxígeno presente en el compuesto.

Propiedades:

Las mezclas pueden separarse en sus componentes por métodos físicos.

Pueden formarse mezclas en varias proporciones.

Cada una de las sustancias que conforman la mezcla retiene sus propiedades. Clasificación: Las mezclas pueden clasificarse en: Mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas. a) Mezclas homogéneas Son aquellas que poseen igual composición y propiedades en toda su extensión; por lo que son uniformes en todas sus partes. La sal, el azúcar y muchas otras sustancias, se disuelven en el agua para formar mezclas homogéneas. Por ejemplo:

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El aire es una mezcla homogénea de las sustancias gaseosas: nitrógeno, oxígeno, vapor de agua y dióxido de carbono y cantidades menores de otras sustancias, las cuales son imposible distinguir. El nitrógeno del aire tiene las propiedades del nitrógeno puro, al igual que las demás sustancias. b) Mezclas heterogéneas Son mezclas heterogéneas aquellas que no tienen la misma composición y propiedades en todas sus partes y sus componentes son físicamente identificables.

c) Fase Es la porción de una mezcla heterogénea físicamente identificable. Por ejemplo: En el océano Antártico es común observar grandes masas de hielo dentro del agua formando, de este modo una mezcla heterogénea. El hielo es físicamente identificable; por lo que se considera una fase.

Estados de la materia La materia se presenta en la naturaleza normalmente en tres estados: Sólido, líquido y gaseoso.

a) El estado sólido. Las sustancias son rígidas y tienen forma definida. Su volumen no varía significativamente con la presión y la temperatura. Los átomos y las moléculas de un sólido ocupan lugares rígidos en el espacio. Las fuerzas que se ejercen entre molécula y molécula, y entre átomo y átomo determinan la dureza y resistencia del sólido

b) El estado líquido. Las partículas individuales están confinados a

un volumen definido y adquieren la forma del recipiente que lo contiene. Son capaces de deslizarse una molécula sobre otra, o una lámina de moléculas sobre otra lámina, de tal manera que en su conjunto los líquidos pueden fluir, siendo la fluidez otra de sus principales características. Las fuerzas de atracción entre moléculas de líquido son menores que en los sólidos.

c) El estado gaseoso. Los gases son mucho menos densos que los sólidos y los líquidos. Tienden a ocupar el volumen del recipiente que lo contiene. Pueden expandirse hasta el infinito y comprimirse con facilidad. Las moléculas de los gases están muy separadas unas de otras, ya que las fuerzas de atracción entre sus moléculas no existen a bajas presiones y solo aparecen a medianas y altas presiones y bajas temperaturas.

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d) El estado plasma. Existe un cuarto estado de la materia llamado plasma, que se forma a temperaturas y presiones extremadamente altas, haciendo que los impactos entre los electrones sean muy violentos, separándose del núcleo y dejando sólo átomos dispersos. Se le llama también gas ionizado. El plasma, es así, una mezcla de núcleos positivos y electrones libres, que tiene la capacidad de conducir electricidad. Lo suficientemente grandes para tener un comportamiento colectivo. Un pequeño número de iones y electrones no es, usualmente, llamado plasma. Un ejemplo de plasma presente en nuestro universo es el sol. Como las nebulosas y las estrellas están formadas de plasma, es la forma de materia más común del universo visible (más del 99%). El plasma fue identificado como forma de materia por Sir William Crookes en 1879, pero la palabra "plasma" fue aplicada por primera vez al gas ionizado por el Dr. Irving Langmuir. La primera vez que se consiguió crear plasma artificialmente fue en un tokamak del CERN en Ginebra (Suiza), en un experimento destinado a fabricar un reactor de fusión nuclear.

La siguiente tabla se presenta un resumen comparativo de los estados físicos de la materia y sus principales características.

Tabla 9. Estados físicos de la materia

Estado Forma Volumen Partículas Compresibilidad

Sólido Definida Definido Unidas rígidamente; muy empacadas Muy pequeña

Líquido Indefinida Definido Móviles, unidas Pequeña

Gaseoso Indefinida Indefinido Independientes y relativamente lejanas entre sí

Alta

Plasma Indefinido Indefinido Mezcla de núcleos positivos y electrones libres, que tiene la capacidad de conducir electricidad.

Alta

Propiedades de la materia Refiriéndose a las sustancias puras, las propiedades pueden ser: Macroscópicas, microscópicas y submicroscópicas.

Las propiedades macroscópicas son aquellas que se pueden observar y/o medir fácilmente porque se refieren a un conglomerado muy grande de partículas. Por ejemplo: el volumen, la temperatura, la presión, la densidad, la expansibilidad, la compresibilidad, etc.

Las propiedades microscópicas son básicamente las que se pueden observar por medio de aparatos sofisticados como microscopios electrónicos.

Las propiedades submicroscópicas son aquellas que solamente pueden medirse o inferirse en forma indirecta. Son básicamente dos: orden molecular y fuerzas intermoleculares.

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a. Orden molecular: Es el modo de distribución o de empaquetamiento de las moléculas de la materia.

b. Fuerzas intermoleculares: Las fuerzas que se establecen entre las moléculas de materia al estar muy cerca unas de otras. Estas fuerzas pueden ser de atracción y repulsión. Según el tamaño de estas fuerzas con respecto a las otras así será la dureza de la materia.

Propiedades cualitativas y cuantitativas Las propiedades pueden ser: Propiedades cualitativas y propiedades cuantitativas.

Son propiedades cualitativas cuando se pueden percibir fácilmente por medio de los sentidos. Por ejemplo: color, olor, textura, sabor, etc.

Son propiedades cuantitativas cuando se expresan mediante magnitudes. Por ejemplo: densidad, calor específico, punto de ebullición, etc.

Así, el agua es un líquido incoloro, inodoro e insípido, en esta definición se han expresado sólo las propiedades cualitativas. El agua es un líquido cuya densidad es 1 gramo/cm3, con un punto de ebullición normal de 100 °C, y un punto de fusión normal de 0 °C, en esta definición se ha usado sólo propiedades cuantitativas.

Propiedades físicas y químicas

Las propiedades pueden ser: Propiedades físicas y propiedades químicas. Propiedades físicas: Todas las sustancias exhiben propiedades físicas. Estas son las que se pueden medir sin modificar la estructura química molecular de dicha sustancia. Por ejemplo: el punto de fusión normal, el punto de ebullición normal, el calor específico, la densidad, etc. Propiedades químicas: Son las que se pueden observar y medir solamente por cambios químicos en la estructura molecular de dichas sustancias; además describen la forma en que una sustancia puede cambiar o “reaccionar” para formar otras sustancias. Por ejemplo:

El fósforo arde en el aire para formar pentóxido de fósforo. Este cambio químico se puede escribir mediante una ecuación química. Así: ( ) ( ) ( )

La madera arde en el aire para producir gas carbónico, vapor de agua, y cenizas. El cambio químico producido se puede escribir mediante la ecuación:

( ) ( ) ( ) ( )

La madera es una mezcla de celulosa (C6H12O6), lignina y minerales. Estos últimos dos componentes están en pequeñas proporciones; por lo cual la ecuación anterior es válida.

El hierro se oxida en presencia del oxígeno del aire para generar óxido de hierro (III): ( ) ( ) ( )

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Propiedades intensivas y extensivas Las propiedades de la materia pueden ser: Propiedades intensivas y propiedades extensivas.

Son propiedades intensivas si su magnitud no depende de la cantidad de materia. Por ejemplo: densidad, punto de ebullición normal, calor específico, dureza, etc.

Son propiedades extensivas si su magnitud dependerá de la cantidad de materia. Por ejemplo: volumen, masa, peso.

Debido a que no existen dos sustancias puras con exactamente las mismas propiedades químicas y físicas, dichas propiedades se utilizan para determinar qué sustancia está presente en una muestra incógnita de materia.

Cambios de la materia Los cambios de la materia son alteraciones en la materia observables por medio de cambios en sus propiedades químicas o físicas. Estos pueden ser: Cambios químicos y cambios físicos. Cambios físicos: Son aquellos que no modifican la estructura química esencial de la materia, sino solo su apariencia física. Por ejemplo:

La evaporación del agua: Este es un cambio físico debido a que el agua en la evaporación cambia del estado líquido al gaseoso, pero continúa siendo agua.

Todos los cambios de estado (por ejemplo, del líquido al gaseoso, o líquido al sólido) son cambios físicos.

La fusión del hielo se puede expresar:

( ) ( )

Cambios químicos (reacciones químicas): Son aquellos que modifican la estructura química de la materia y transforman una sustancia en otra químicamente diferente. Por ejemplo: explosión la pólvora, quemar un trozo de leña, encender un cigarrillo, combustión de los hidrocarburos, etc. La combustión del gas metano se puede expresar:

( ) ( ) ( ) ( )

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Reacciones químicas

Son dos las clasificaciones principales de los compuestos químicos: compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos. El gran grupo de compuestos químicos que tienen átomos de carbono, tales como: los productos químicos derivados del petróleo, los plásticos, las fibras sintéticas y muchos más, son sustancias orgánicas. Todos las demás sustancias químicas son inorgánicos. La asignación de los nombres a las sustancias se denomina nomenclatura química, que proviene de las palabras en latín nomen (nombre) y calare (llamar). Existen dos formas para designar los compuestos inorgánicos: el nombre común y el nombre químico sistemático.

Los nombres comunes que existen para algunas sustancias son arbitrarios porque no están basados en la composición química de las sustancias. Antes de que la química se sistematizara, se asignaba un nombre a la sustancia, casi siempre relacionado con una de sus propiedades físicas o químicas más notables. Como ejemplos, el agua (H2O) y el amoníaco (NH3) son nombres comunes que no proporcionan ninguna información sobre la composición química de las sustancias. Los nombres comunes tienen limitaciones, pero se siguen empleando con frecuencia en la industria. Las reglas que gobiernan los nombres sistemáticos han sido desarrolladas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), que se reunió por primera vez a principios del siglo XX, con el objeto de elaborar una nomenclatura oficial, fundamentada en base científica. En el sistema IUPAC, se considera a la sustancia compuesta de dos partes, una positiva y una negativa. Antes de escribir específicamente la nomenclatura inorgánica, es necesario aprender un método para registrar el valor positivo, negativo o cero que tiene un elemento dentro de un compuesto o ion. a) Valencia. Las valencias, también nominadas como número de valencia, son en el campo de la química una forma de medida para las cantidades de enlaces químicos que forman diferentes átomos de cada elemento químico; así por ejemplo la valencia de los metales alcalinos es 1, la de los metales alcalinos térreos es 2.

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Electrones de valencia. A los electrones externos de un átomo se les conoce como electrones de valencia. Estos juegan un papel muy importante en la formación de los enlaces químicos entre los átomos e iones y son los responsables de las propiedades químicas.

Si analizamos la configuración electrónica del átomo de nitrógeno (7N), en ella se puede observar, que en el último nivel de energía se encuentran 5 electrones externos (electrones de valencia) 1s2, 2s2 2p3

La valencia de un átomo se definió originalmente cómo el número de átomos de hidrógeno que se pueden combinar con un átomo de un elemento dado. Así, la valencia del oxígeno en la molécula de agua (H2O) es 2; y en el amoníaco (NH3), la valencia del nitrógeno es 3.

Habría que recordar en buena medida que la sistematización del trabajo de Mendeleiev en 1869, se debió al uso de la valencia de los elementos, ya que el uso del peso atómico como único factor de clasificación le impedía ordenar algunos elementos. La valencia de los elementos pudo ser entendida por los químicos, hasta que se avanzó en el conocimiento de la estructura del átomo.

b) Número de oxidación (estado de oxidación). El estado de oxidación o número de oxidación está relacionado con el número de electrones que un átomo pierde, gana o comparte para unirse a otros átomos en los compuestos químicos. Considerando el cloruro de magnesio (MgCl2); en este compuesto cada átomo de Mg (un metal) pierde dos electrones para convertirse en el ion Mg2+ y cada átomo de Cl (un no metal) gana un electrón para convertirse en iones cloruro (Cl-), así, en el MgCl2 el estado de oxidación de cloro es 1- y del magnesio es 2+. Si realizamos la suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una unidad fórmula de MgCl2, se obtiene:

[ ] [ ]

[( ) ( )] [( ) ( )] ( )

Existen algunos convenios o reglas para asignar los estados de oxidación:

1) El estado de oxidación de un átomo individual en un elemento libre (sin combinar con otros elementos) es cero. Ejemplos: Na, Cu, Mg, Li, etc.

También es cero para las sustancias elementales moleculares como: Cl2, N2, O2, H2 y todos los halógenos (Grupo 17). F2, Cl2, Br2, I2.

2) El número de oxidación del hidrógeno, H, es 1+, excepto en los hidruros metálicos, en los que es 1-. Ejemplos:

Con estado de oxidación 1+: HCl, H2S, H2SO3, NaOH

Con estado de oxidación 1-: NaH, CaH2

3) El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de compuestos es 2-, excepto en:

En el compuesto OF2 tiene número de oxidación de 2+, ya que el flúor es más electronegativo que el oxígeno.

En los peróxidos es 1-. Ej. H2O2

Compuestos con los elementos químicos más pesados del grupo 1 (K, Rb, Cs) pueden formar superóxidos y el número de oxidación es (1/2- ). Ej.: KO2, RbO2.

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4) Los elementos químicos de los grupos 1 y 2 poseen un número de oxidación único 1+ y 2+ respectivamente, cuando se encuentran combinados. Ejemplo: Grupo 1 = 1+ Ejemplos: NaCl, KBr; grupo 2 = 2+ Ejemplos: CaCl2, BaI2. Los halógenos en los compuestos binarios presenta un estado de oxidación de 1-; ejemplos: NaF, KI y LiBr

5) En los iones simples (iones de un sólo átomo), el número de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplos: [Cl 1-] N° de oxidación: 1-; [Mg 2+] N° de oxidación: 2+ y [K 1+] N° de oxidación: 1+

6) La sumatoria de los números de oxidación debe cumplir con el principio de conservación de la carga: En moléculas neutras los números de oxidación de todos los átomos deben sumar cero.

Tabla 10. Ejemplos del cumplimiento del principio de conservación de la carga.

HCl H1+ Cl1- (1+) + (1-) = 0

AlCl3 Al3+ Cl3

1- [(1)(3+)] + [(3)(1-)] = (3+) + (-3) = 0

K2Cr2O7 K2

1+ Cr26+ O7

2- [(2)(1+)] + [(2)(6+)] + [(7)(2-)] = (2+) + (12) + (14-) = (14+) + (14-) = 0

7) En los iones que tienen más de un átomo (poliatómicos), la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe dar la carga del ion.

Tabla 11. Ejemplos de la sumatoria de los números de oxidación en iones.

Ion di hidrógeno fosfato o ion fosfato diácido [H2PO4]

1+ Ion amonio [NH4]

1+

(H21+ P5+ O4

2-) [(2)(+1)] + [(1)(+5)] + [(4)(-2)] = (2+) + (5+) + (-8) = (7+) + (8-) = -1

(N3- H41+)

[(1)(-3)] + [(4)(+1)] = (3-) + (4+) = 1+

Iones poliatómicos

Los iones poliatómicos están formados por dos o más átomos de elementos nos metálicos unidos por enlaces covalentes. A continuación, se presenta en la tabla una serie de iones poliatómicos y sus nombres. El nombre de estos iones se deriva del nombre del ácido oxácido del que provienen o de la sal que forman.

Tabla 12. Iones poliatómicos y sus nombres correspondientes.

Ion Nombre Ion Nombre

(SO4)2- Sulfato (PO3)

3- Fosfito

(SO3)2- Sulfito CH3COO- Acetato

(NO3)- Nitrato (IO3)

- Yodato

(NO2)- Nitrito (CN)- Cianuro

(CO3)2- Carbonato (SCN)- Tiocianato

(PO4)3- Fosfato (NH4)

+ Amonio

(OH)- Hidróxido (Cr2O7)2- Dicromato

(MnO4)- Permanganato (S2O3)

2- Tiosulfato

(ClO)- Hipoclorito (BrO3)- Bromato

(C2O4)2- Oxalato (CrO4)

2- Cromato

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Reglas para escribir fórmulas y nombrar compuestos La nomenclatura química, de las palabras en latín nomen (nombre) y calare (llamar) es el sistema de nombres que utilizan los químicos para identificar a los compuestos. Cuando se descubre una sustancia nueva, debe nombrarse a fin de distinguirla de todas las demás. Los nombres comunes que existen para algunas sustancias son arbitrarios porque no se basan en la composición química de las sustancias. Antes de que la química se sistematizara, se asignaba un nombre a la sustancia, casi siempre relacionado con una de sus propiedades físicas o químicas más notables. Como ejemplos el agua (H2O), amoníaco (NH3), aceite de vitriolo (H2SO4), ácido muriático (HCl), son nombres comunes que no aportan ninguna información sobre la composición química de las sustancias. Los nombres comunes tienen limitaciones, pero algunos se siguen empleando con frecuencia en la industria. Los químicos prefieren usar nombres sistemáticos, porque identifican con precisión la composición química de las sustancias. El sistema de la nomenclatura inorgánica fue determinado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).

Compuestos binarios: Son los que están formados por dos elementos diferentes, puede ser un metal con un no metal o dos no metales (MgO, HCl, H2S).

Compuestos ternarios. Están formados por tres elementos diferentes. Como ejemplo los ácidos oxácidos que en su mayoría son compuestos ternarios formados por hidrógeno y otros dos no metales (HClO, H3PO4, H2SO4).

Compuesto iónico: Es un compuesto conformado por iones de cargas opuestas. Ejemplo: Na+Cl- (NaCl), K+Cl- (KCl).

Compuesto molecular: Está formado por unidades discretas denominadas moléculas, que generalmente consiste en un número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante enlace covalente.

Unidad fórmula: Es la unidad más simple de un compuesto iónico.

Valencia: Se define como la capacidad de combinación de un elemento en relación a otro. Para escribir fórmulas se siguen las siguientes reglas:

Se aplica el principio de electrovalencia: Cargas de distinto signo se atraen. Ejemplo: Na1+Cl1-, Mg2+O2-, Ni2+ Cl2

1-

Se coloca primero el elemento con carga positiva (+), luego el elemento con carga negativa (-). Ejemplo: K1+Br1-, Ba2+O2- ,Na1+F1-, Ca2+Cl2

1-

Cuando en los compuestos binarios la valencia de los elementos químicos es diferente, se intercambian los subíndices en forma cruzada. Cuando la valencia de un elemento es uno (1) no se escribe.

El siguiente diagrama ayuda a determinar los subíndices del compuesto formado por el catión y el anión: a) Ejemplo: En el óxido de aluminio, el catión del aluminio es Al3+ y el anión del oxígeno es O2-.

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Al, valencia: 3. O, valencia: 2 Ejemplo: Al2O3

Fe, valencia: 2. Cl, valencia: 1. Ejemplo: Fe2+ + Cl- FeCl2

b) Cuando dos elementos que componen una fórmula tienen la misma valencia, no se escriben subíndices. Ejemplo:

Ca, valencia: 2. O, valencia: 2. Ejemplo: Ca2+ + O2- CaO Otros Ejemplo: CaO, MgO, KCl, FeS.

Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas Al escribir la fórmula química de un compuesto que contiene un ion poli atómico, el ion se encierra entre paréntesis seguido de un subíndice que indica el número de iones poli atómicos presentes. Esta regla sobre el uso del paréntesis debe seguirse invariablemente, a menos que el subíndice sea “1”, que no se escribe, en cuyo caso no se necesitan paréntesis. Por ejemplo, para escribir la fórmula del dicromato de amonio con los iones NH4

+ y Cr2O72- se necesitan dos iones amonio por

cada ion dicromato a fin de que las cargas sean iguales. Dos iones NH4+ neutralizan un ion Cr2O7

2-, así que la fórmula es (NH4)2Cr2O7.

Análogamente, para escribir la fórmula del fosfato de magnesio con los iones Mg2+ y PO43- se han

de necesitar tres iones magnesio por cada dos iones fosfato para conseguir la neutralidad. En este caso, el mínimo común múltiplo es 6. Tres iones Mg2+ neutralizan dos iones PO4

3-, así que la fórmula es Mg3 (PO4)2. Advierte que el magnesio (un ion monoatómico) no se encerró entre paréntesis; mientras, que el fosfato (un ion poliatómico) se encerró entre paréntesis antes de escribir el subíndice. Al escribir fórmulas químicas, no se usan paréntesis donde no se necesitan 1. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice. Por ejemplo:

a) Ca2+ y SO42-, se escribe correctamente CaSO4, no Ca(SO4)

b) NH4+ y SO4

2-, se escribe correctamente (NH4)2SO4, no (NH4)2(SO4) 2. Los iones monoatómicos no se encierran entre paréntesis en las fórmulas. Por ejemplo:

a) Ca2+ y Cl-, se escribe correctamente CaCl2, no Ca(Cl)2; b) Al3+ y Cl-, se escribe correctamente AlCl3, no Al(Cl)3;

c) Al3+ y SO42-, se escribe correctamente Al2(SO4)3, no (Al)2(SO4)3

Al2 O3

Al3+ O2-

49

Formas de nombrar compuestos Los sistemas de nomenclatura que se estudiarán durante el desarrollo de este curso son: Sistema clásico (común o antiguo), sistema estequiométrico y sistema stock (IUPAC). Sistema clásico En el sistema clásico, común o antiguo los compuestos binarios se designan por dos palabras, separadas por la preposición (de): la primera se refiere al constituyente más electronegativo (el no metal), con terminación -uro y la segunda que se refiere al constituyente menos electronegativo (el metal), sin sufrir ninguna modificación cuando actúa con estado de oxidación único. Para los compuestos que contienen oxígeno se utiliza la terminación -ido. Ejemplo:

NaCl, se nombra: Cloruro de sodio. Na2O, se nombra: Óxido de sodio.

Como se presenta en los ejemplos anteriores, los compuestos se nombran al inverso de cómo se escriben. En el caso de compuestos, en donde el metal o elemento menos electronegativo tiene dos estados de oxidación, se indica con la terminación -oso cuando presentan el estado de oxidación menor y con la terminación -ico, cuando presentan el estado de oxidación mayor. Ejemplo:

Para los óxidos de cobre: Cu2O (donde el cobre actúa con estado de oxidación 1+), se nombra: óxido cuproso; y en el CuO (donde actúa con 2+), se nombra: óxido cúprico.

Algunos compuestos ternarios que tienen iones poliatómicos bien establecidos se nombran como si fueran compuestos binarios.

Tabla 13. Compuestos ternarios y su nomenclatura.

Fórmula Nombre del compuesto Función química

NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido o Base

Fe(NO3)2 Nitrato ferroso Oxisal

Fe(NO3)3 Nitrato férrico Oxisal

Sistema estequiométrico

Existen muchos compuestos que no pueden nombrarse por el sistema clásico, ya que contienen elementos que presentan dos o más estados de oxidación. Un sistema aprobado por la IUPAC para nombrar compuestos es el estequiométrico, mediante el cual se hace uso de prefijos numéricos griegos, que indican la proporción relativa del elemento en el compuesto.

50

Tabla 14. Prefijos utilizados para nombrar compuestos.

Prefijo Equivalente numérico Ejemplo Nombre

Mono 1 CO Monóxido de carbono

Di 2 CO2 Dióxido de carbono

Tri 3 Fe(OH)3 Trihidróxido de hierro

Tetra 4 CCl4 Tetracloruro de carbono

Penta 5 PBr5 Pentabromuro de fósforo

Hexa 6 CrI6 Hexayoduro de cromo

Nota: Recuerde que los compuestos se nombran contrario de cómo se escriben. El prefijo mono no se usa para el segundo elemento que se nombra. Ejemplo:

FeCl2 Di cloruro de hierro

FeCl3 Tricloruro de hierro Fe2O3 Trióxido de dihierro CO Monóxido de carbono CO2 Dióxido de carbono NO Monóxido de nitrógeno

N2O Monóxido de dinitrógeno N2O4 Tetra óxido de dinitrógeno

Sistema stock Consiste en nombrar el compuesto seguido por la valencia expresada en números romanos. Ejemplo:

PbO2 Óxido de plomo (IV)

Nombre y fórmulas de ácidos hidrácidos

Son compuestos que tienen hidrógeno unido a un no metal. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:

Todos los halógenos cuando presentan estado de oxidación 1- (Recuerde que en este caso forman compuestos binarios).

S, Se y Te del grupo 16 con estado de oxidación (2- ).

Los ácidos hidrácidos se nombran de dos manera, dependiendo del estado físico en que se encuentren:

a) En disoluciones acuosas, se nombran utilizando la palabra ‘’ácido’’ seguida de la raíz del

no metal terminada con el sufijo hídrico.

51

b) En estado gaseoso se nombran escribiendo el nombre del no metal terminado en uro seguido de la preposición “de” terminando con la palabra hidrógeno. Hidrógeno + Halógeno, S, Se y Te Ácido Hidrácido

Tabla 15. Nomenclatura de ácidos hidrácidos.

Compuesto Nombre en estado gaseoso Nombre en disolución acuosa

HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico

HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

Nombre y fórmulas de sales de ácidos hidrácidos Las sales de estos compuestos químicos se forman al reaccionar el ácido hidrácido con un metal, produciendo hidrógeno gaseoso.

Ejemplos:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

Las sales de los ácidos hidrácidos se nombran por los tres sistemas de nomenclatura que se han descrito con anterioridad.

Tabla 16. Nomenclatura química de sales de ácidos hidrácidos.

Formula de la sal Nomenclatura Clásica Nomenclatura Estequiometria

MgCl2 Cloruro de magnesio Cloruro de magnesio

Fe2S3 Sulfuro férrico Trisulfuro de dihierro

NaBr Bromuro de sodio Bromuro de sodio

Nombre y fórmulas de las bases o hidróxidos

Son compuestos que se forman cuando un óxido básico reacciona con el agua.

Si el elemento metálico es de valencia única se nombran de la misma forma por los tres sistemas de nomenclatura. En caso de que el metal presente dos estados de oxidación, se usan los prefijos -oso, -ico, pero si tiene más de dos estados de oxidación, sólo se nombra por el sistema de stock:

52

Tabla 17. Nomenclatura química de hidróxidos o bases.

Formula del hidróxido

Nomenclatura Clásica Nomenclatura

Estequiométrica

Ba(OH)2 Hidróxido de bario Hidróxido de bario

Cu(OH) Hidróxido cuproso Monohidróxido de cobre

Cu(OH)2 Hidróxido cúprico Dihidróxido de cobre

NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Dihidróxido de hierro

Cr(OH)3 - Trihidróxido de cromo

Fe(OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro

Cr(OH)6 - Hexahidróxido de cromo

Masa molar

La masa molar (símbolo MM) de una sustancia dada es una propiedad física definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol−1), sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol).

Las sustancias puras, sean estas elementos o compuestos, poseen una masa molar intensiva y característica. Por ejemplo, la masa molar aproximada del agua es: MM (H2O) ≈ 18 g·mol−1. La masa molar de un compuesto está dada por la suma de los pesos atómicos estándar de los átomos que forman el compuesto, multiplicado por la constante de masa molar (MM).

Ejemplos:

MM NaCl= [22.989 + 35.453] g/mol = 58.443 g/mol MM (C12H22O11) = ([12 átomos ×12.010 g/ mol] + [22 átomos × 1.007 g/mol] + [11 átomos × 15.999 g/mol] = 342.297 g/mol

Usualmente algunos elementos son encontrados en forma molecular, como el hidrógeno (H2), el azufre (S8), el cloro (Cl2), etc. La masa molar de las moléculas homonucleares es el número de átomos en cada molécula multiplicado por el peso atómico del elemento constante, multiplicado por la constante de masa molar (MM).

Ejemplos:

MM (H2) = 2 átomos × 1.007 g/mol = 2.015 g/mol MM (S8) = 8 átomos × 32.065 g/mol = 256.52 g/mol MM (Cl2) = 2 átomos × 35.453 1 g/mol = 70.906 g/mol

Para resolver:

Calcular la masa molar (MM) de las siguientes sustancias:

(MM) Al2O3 (MM) CuSO45H2O

(MM) (NH4)3PO4 (MM) MgSO47H2O

53

Tipos de reacciones químicas

Una vez que se ha estudiado las masas de los átomos y de las moléculas, analizaremos lo que les sucede en una reacción química, un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.

Con objeto de comunicarse entre sí con respecto a las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas por medio de ecuaciones químicas. Una ecuación química usa símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción química. En esta sección estudiaremos como escribir y balancear las ecuaciones químicas.

Si sabemos lo que ocurre en una reacción química determinada, seremos capaces de predecir lo que sucede en otras parecidas. Por eso es conveniente conocer los tipos más frecuentes de las reacciones químicas.

a. Reacción química de combinación

Una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias (que pueden ser elementos o compuestos) se combinan para formar un solo producto. Se representan de manera general como . Se le llama también reacción de síntesis.

Por ejemplo:

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

b. Reacción química de descomposición

Las reacciones de descomposición son las opuestas de las de combinación concretamente, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes distintos. Se representan de la forma general .

Por ejemplo:

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

c. Reacción química de sustitución

Es el tipo de reacción que se presenta cuando un elemento químico más activo o más reactivo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentra formando parte de un compuesto; el

54

elemento que ha sido desplazado queda en forma libre. Su representación general es la siguiente . Por ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

d. Reacción química de desplazamiento simple En una reacción de desplazamiento, un ion (o un átomo) presente en un compuesto se remplaza por un ion o un átomo de otro elemento. La representación general para este tipo de reacciones es . La mayoría de las reacciones de desplazamiento se pueden clasificar en tres subcategorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de un metal, o desplazamiento de un halógeno.

a) Desplazamiento de hidrógeno. Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba) que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazarán al hidrógeno del agua fría. También muchos metales, incluidos los que no reaccionan con agua, son capaces de desplazar el hidrógeno presente en los ácidos. Ejemplos:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

b) Desplazamiento de metales. Un metal en un compuesto puede ser desplazado por otro

metal en estado libre. Por ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

Si se invierten los papeles de los metales, la reacción no se lleva a cabo. En otras palabras, el cobre metálico en el ejemplo anterior, no desplazará a los iones zinc del sulfato de zinc, y la plata no desplazará a los iones cobre del nitrato de cobre. Una forma sencilla de predecir si en realidad va a tener lugar una reacción de desplazamiento de un metal o de hidrógeno, consiste en hacer referencia a una serie de actividad (algunas veces denominada serie electroquímica). Esta serie se muestra a continuación. Básicamente, una serie de actividad consiste en un resumen adecuado de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento semejantes a las ya descritas. De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se sitúe por encima del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales situados por debajo del hidrógeno no reaccionarán ni con agua ni con ácidos. De hecho, cualquier especie de la serie reaccionará con cualquier otra especie (presente en un compuesto) que se encuentre por

55

debajo de ella. Por ejemplo, el Zn está situado por encima del Cu, por tanto el zinc metálico será capaz de desplazar a los iones cobre presentes en el sulfato de cobre.

c) Desplazamiento de Halógenos. Otra serie de actividad es la que resume el comportamiento de los halógenos en las reacciones de desplazamiento de halógenos. F2>Cl2>Br2>I2. Por ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

e. Reacción química de doble desplazamiento En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos cambian parejas entre sí, para producir compuestos distintos. La forma general es . Por ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

f. Reacción química de combustión Es una reacción en la que una sustancia reacciona con oxígeno, normalmente produciendo calor y luz, dando lugar a la formación de una llama. Los productos principales son dióxido de carbono y vapor de agua. La representación general de este tipo de reacciones es:

( )

Reaccionan con agua fría para generar hidrógeno H2

Reaccionan con vapor de agua para producir hidrógeno H2

Reaccionan con los ácidos para producir hidrógeno H2

No reaccionan ni con agua ni con ácidos para producir hidrógeno H2

Au

men

to d

e la fue

rza redu

ctora

56

En este caso el oxígeno se denomina comburente. El comburente es cualquier sustancia que puede combinarse con un combustible para producir una combustión. Por ejemplo: la combustión del propano:

( ) ( ) ( ) ( )

Balanceo de ecuaciones químicas Suponga que deseamos escribir una ecuación para explicar una reacción química que acabamos de realizar en el laboratorio. ¿Cómo se procede? Debido a que conocemos los reactivos, podemos escribir sus fórmulas químicas. Es más difícil establecer la identidad de los productos. Con frecuencia, es posible predecir el o los productos de reacciones sencillas. En reacciones más complicadas en las que hay tres o más productos, los químicos necesitarán otras pruebas para establecer la presencia de compuestos específicos. Una vez que hemos identificado los reactivos y los productos y que se han escrito sus fórmulas correctas, los acomodamos de acuerdo a la secuencia convencional: los reactivos a la izquierda, separados por una flecha de los productos, que se colocan del lado derecho. Es muy probable que la ecuación que se ha escrito en este momento esté sin balancear, es decir, que el número de cada tipo de átomos sea diferente en ambos lados de la flecha. En general, el balanceo de una ecuación química la verificamos mediante los siguientes pasos:

1. Se identifican todos los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente.

2. El balanceo de la ecuación se empieza probando diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Podemos cambiar los coeficientes (los números que preceden a las fórmulas), pero no los subíndices (los números que forman parte de las formulas). Si cambiamos los subíndices, cambiamos la identidad de la sustancia. Por ejemplo, 2NO2 significa “dos moléculas o moles de dióxido de nitrógeno”, pero si se duplican los subíndices se tendrá N2O4, fórmula del tetraóxido de dinitrógeno, es decir, un compuesto totalmente distinto.

3. Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de dichos elementos en este momento. A continuación, se buscan los elementos que aparecen solo una vez en cada lado de la ecuación químico pero con distinto número de átomos. Se balancean estos elementos.

4. Se balancean los elementos químicos que aparecen en dos o más formulas del mismo lado de la ecuación.

5. Se verifica la ecuación balanceada para asegurarse de que hay el mismo número total de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación.

Considere un ejemplo específico: En el laboratorio se pueden preparar pequeñas cantidades de oxígeno gaseoso mediante el calentamiento de clorato de potasio (KClO3). Los productos que se obtienen son oxígeno gaseoso (O2) y cloruro de potasio (KCl). A partir de esta información, se escribe de esta forma:

57

El calentamiento del clorato de potasio produce oxígeno, el cual es responsable de la combustión de la tablilla de madera. Para simplificar omitimos los estados físicos de los reactivos y productos. Los tres elementos (K, Cl y O) aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero únicamente el K y el Cl tienen igual número de átomos en ambos lados de la ecuación química. Así, KClO3 y KCl deben tener el mismo coeficiente. El siguiente paso consiste en lograr que el número de átomos de O sea igual en ambos lados de la ecuación. Debido a que hay tres átomos de O del lado izquierdo y dos del lado derecho de la ecuación química, estos átomos se igualan colocando un 2 a la izquierda del KClO3 y un 3 a la izquierda del O2.

Por último, igualamos los átomos de K y Cl colocando un 2 a la izquierda del KCl:

Como verificación final, podemos hacer una hoja de balance para reactivos y productos en donde los números entre paréntesis indican el número de átomos de cada elemento:

Reactivos Productos K (2) K (2) Cl (2) Cl (2) O (6) O (6)

Observe que el balanceo de esta ecuación también se puede efectuar con coeficientes que sean

múltiplos de 2 para KClO3, 2 para KCl y 3 para O2; por ejemplo:

Sin embargo, para balancear una ecuación se usa el conjunto de coeficientes de números enteros más simple posible. Para resolverse: Balancear las siguientes ecuaciones.

Al + O2 → Al2O3 C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O Li + H2O → LiOH + H2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2O + CO2 Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 CO2 + KOH → K2CO3 + H2O CH4 + O2 → CO2 + H2O Be2C + H2O → Be(OH)2 + CH4 Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

58

Propiedades operacionales de los ácidos y las bases Ya en el año 1663, el científico inglés Robert Boyle estableció una serie de propiedades comunes a todos los ácidos, que fueron extendiéndose con el transcurso del tiempo. En los comienzos del siglo XIX, las principales propiedades con las que se caracterizaban los ácidos y bases fueron: Los Ácidos:

Compuestos que tienen un sabor agrio típico, llamado sabor ácido.

Producen una sensación picante al entrar contacto con la piel.

Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, producen un color rojo con el tornasol (azul).

Contienen hidrógeno que puede ser liberado, en forma gaseosa, cuando a sus disoluciones acuosas se añade un metal activo. Ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

Disuelven muchas sustancias.

Cuando reaccionan con hidróxidos metálicos, pierden sus propiedades características. Ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

Ácido Base Las Bases:

Tienen sabor amargo característico.

Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto.

Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos.

Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los ácidos.

Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido. Esta última cualidad de las bases, análoga a la de los ácidos, de neutralizar todas sus propiedades características cuando reaccionaban entre sí, se denomina neutralización. Ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )

El conjunto de las propiedades anteriores constituye lo que se llama una característica operacional o fenomenológica, basada en hechos experimentales, pero sin tratar de darles una interpretación. En la actualidad se sabe que los ácidos son las sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones hidrógeno (H+); análogamente las bases, son aquellas sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones oxidrilos (OH-).

59

Disoluciones acidas, básicas y neutras y su relación con el pH Propiedades ácido-base del agua Como es bien sabido, el agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es que tiene la capacidad para actuar como un ácido o una base (anfótero). El agua se comporta como una base en reacciones con ácidos como HCl y CH3COOH y funciona como un ácido frente a bases como el NH3. El agua es un electrólito muy débil, y es un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera ionización:

( ) ( ) ( )

En ocasiones, a esta reacción se le nombra autoionización del agua. Para describir las propiedades ácido-base del agua, según el esquema de Brønsted, la autoionización del agua se expresa como sigue:

Los pares conjugados ácido-base son:

1) H2O (ácido) y OH- (base) 2) H3O

+ (ácido) y H2O (base) En el estudio de las reacciones ácido-base, la concentración del ion hidrógeno es muy importante, puesto que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua [H2O], permanece virtualmente sin que haya cambios. Por consiguiente, la constante de equilibrio para la autoionización del agua es:

[

][ ]

[ ]

En el agua pura a 25°C las concentraciones de los iones [H+] y [OH-] son iguales y se encuentra que [H+]=1.0 x 10-7 M y [OH-]= 1.0 x 10-7 M. Entonces, a partir de la siguiente ecuación a 25°C:

Kw = (1.0 x 10-7) (1.0 x 10-7) =1.0 x 10-14 Kw = [H3O

+] [OH-] = [H+] [OH-] Kw = [H+] [OH-] =1.0 x 10-14

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Independientemente de que se trate de agua pura o una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25°C: Kw = [H+] [OH-] =1.0 x 10-14. Siempre que [H+] = [OH-] se dice que la disolución acuosa es neutra. En una disolución ácida hay un exceso de iones H+, de modo que [H+] > [OH-]. En una disolución básica hay un exceso de iones hidroxilo, por lo que [H+] < [OH-]. En la práctica podemos cambiar la concentración de los iones H+ y la de los iones OH- en disolución, pero no podemos variar ambas de manera independiente El pH: una medida de la acidez Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas con frecuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Peter Soren propuso, en 1909, una medida más práctica designada como pH. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno (en mol/L): Hay que recordar que la ecuación pH= -log [H3O

+] o pH= -log [H+] es sólo una definición establecida para tener números convenientes con que trabajar. El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor de [H+]. Así, el término [H+] en la ecuación química sólo corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ion hidrógeno, debido a que no se puede tomar el logaritmo de las unidades. En este sentido, al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad que no tiene unidades (adimensional). Ya que el pH solamente es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones ácidas y disoluciones básicas a 25°C se identifican por sus valores del pH, como sigue: Disoluciones ácidas: [H+] >1.0 x 10-7 M, pH < 7.0 Disoluciones básicas: [H+] <1.0 x 10-7 M, pH > 7.0 Disoluciones neutras: [H+] = 1.0 x 10-7 M, pH = 7.0 Observe que el pH va en incremento a medida que [H+] disminuye. Es probable que algunas veces se nos proporcione el valor del pH de una disolución y se pida calcular la concentración del ion hidrógeno H+. En ese caso, se debe obtener el antilogaritmo de la ecuación, tal como sigue: [H3O

+] = 10-pH o [H+] = 10-pH Debe recordarse que la definición que se acaba de mostrar del pH, así como todos los cálculos que incluyen concentraciones de disoluciones (que se han expresado como molaridad) estarán sujetos a cierto error, porque en ellos se supone, de manera implícita, el comportamiento ideal. En realidad, la

Figura 32. pH de sustancias de uso común.

61

Gráfica de pH en sustancias comunes

ÁCIDO BÁSICO

14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7

Zumo de limón Cerveza Leche

Agua destilada

Sangre Agua mar Amoniaco

formación de pares iónicos como diversos tipos de interacciones moleculares, puede afectar tanto la concentración real de las especies en disolución y, así, los valores de la constante de equilibrio. Un medidor del pH es utilizado comúnmente en el laboratorio para la determinar pH de una disolución. A pesar de que muchos medidores del pH presentan escalas marcadas con valores que van de 1 a 14, los valores del pH, de hecho, pueden ser menores a 1 y mayores que 14. En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con un medidor de pH. En la tabla anterior se muestran los valores del pH de algunas sustancias comunes. El pH de los fluidos corporales varía demasiado, en virtud de su localización y función. El valor numérico pH bajo (alta acidez: 1) de los jugos gástricos facilita la digestión, en tanto que el pH más alto de la sangre (7.45) es necesario para el transporte del oxígeno. Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se obtiene una escala de pOH, análoga a la del pH. Así, definimos el pOH como: pOH = -log [OH-]. Si tenemos el valor de pOH de una disolución y se nos pide calcular la concentración del ion OH-, podemos extraer el antilogaritmo de la ecuación pOH = -log [OH-].

Por lo tanto, [OH–] = 10 –pOH

También, si tenemos el valor de pH de una disolución y se nos pide calcular la concentración del

ion H+, podemos extraer el antilogaritmo de la ecuación pH= -log [H+].

Por lo tanto, [H+] = 10 –pH

Ahora, al considerar otra vez la constante del producto iónico del agua a 25°C:

[H3O+] [OH-] = [H+] [OH-]= Kw = 1.0 x 10-14

Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos A partir de las definiciones del pH y del pOH, obtenemos. La ecuación [H3O

+] [OH-] = [H+] [OH-]= Kw = 1.0 x 10-14, constituye otra forma de expresar la relación entre la concentración de ion H+ y la concentración de ion OH-.

Figura 33. Medidor de pH o pHmetro.

62

Ejercicio resuelto: Calcular el pH de las siguientes disoluciones y clasifíquelas como ácidas, básicas o neutras. a) Disolución con [H+] = 2.0 x 10-6 M, b) Disolución con [H+] = 1.0 x 10-7 M y c) Disolución con [H+] =

2.5 x 10-11 M

Solución: Como pH = -Log [H+], Sustituyendo se obtiene: a) pH = -Log 2.0 x 10-6 , pH = 5.7, b) pH = -Log 1.0 x 10-7 , pH = 7.0 y c) pH = -Log 2.5 x 10-11 , pH =

10.6 La solución: a) es ácida, la solución b) es neutra y la solución c) es básica.

Ejercicio resuelto:

Calcule la [OH-] en una disolución en donde:

a) La [H+] es 2.0 x 10-6 M, b) b) La [H+] es 1.0 x 10-7 M y c) c) La [H+] es 2.5 x 10-11 M.

Clasifíquelas según sea ácida, básica o neutra cada disolución.

Solución:

Como [H+] x [OH-] = 1 x 10-14; Despejando se obtiene que [OH-] = 1 x 10-14 / [H+]

a) Sustituyendo [H+] = 2.0 x 10-6 M. Se obtiene [OH-] = 1 x 10-14 /2.0 x 10-6

[OH-] = 5 x 10-9 M (Ácida) b) Sustituyendo [H+] = 1.0 x 10-7 M. Se obtiene [OH-] = 1 x 10-14 / 1.0 x 10-7

[OH-] = 1 x 10-7 M (Neutra) c) Sustituyendo [H+] = 2.5 x 10-11 M. Se obtiene [OH-] = 1 x 10-14 / 2.5 x 10-11

[OH-] = 4 x 10-4 M (Básica)

Para resolverse:

Calcular los datos necesarios para completar el siguiente cuadro:

pH pOH [OH-] [H+] Clasificar la disolución como: ácida, básica o neutra

5

4

3.6 x 10-5 M

6.25 x 10-3M

Neutra

1 x 10-7 M

63

Unidad I. Materia y energía 1) El Br, como vemos en la tabla periódica tiene una masa cercana a 80, pero el 80Br no se

encuentra en la naturaleza. ¿Cómo podemos explicar este concepto? 2) El oxígeno tiene 3 isótopos 16

8O (99,759%) con masa atómica 15,99491 umas, 178O (0,037%)

con un masa atómica de 16,99914 umas y 188O (0,204%) con una masa de 17,99916. ¿Cuál es

la masa atómica del oxígeno? 3) La masa atómica del Cloro es 35,45. La masa del isótopo 35

17Cl es 34,96885 y la del isótopo 37

17Cl es de 36,9659. Con estos datos averigüe ¿cuál es la abundancia de cada isótopo en la naturaleza?

Unidad II. Tabla periódica 1) Complete el siguiente cuadro:

Símbolo Z A p e- N Configuración Electrónica

C 6 6

Fe 56 26

S 32 16

K+ 20 1s22s22p63s23p6

O-2 10 8

Mn 25 55

Ag 108 [Kr] 5s2 4d9

Rb+ 85 37

Zn 30 35

2) Tenemos átomos de Na y los ordenamos en una hilera a lo largo de una cuadra (120m). Si

suponemos que son esferas y no ejercen ningún tipo de fuerza entre ellas, ¿Cuántos átomos necesitamos para cubrir esa distancia? Radio Na= 186 pm

3) Se cree que el protón tiene un radio de 1,3 10-13 cm y una masa de 1,67 x 10–24 g. Una pelota de baloncesto tiene un radio de 12,0 cm ¿Cuál sería la masa de una pelota que tuviera la misma densidad del protón? ¿Podría levantarla?

4) Dadas las siguientes especies:

Nota: Las letras corresponden a una nomenclatura genérica de los elementos y no a sus símbolos químicos.

16 8 B-2 C+1 (grupo IA, período 4 y A= 39) D (A=59, Z= 27)

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a) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones posee cada una? Dar la configuración electrónica de ellas.

b) Ubicarlas en la tabla periódica. c) ¿Cuáles son representativos, de transición y de transición interna? d) ¿Cuáles son metales, no metales o gases nobles? e) Ordenarlos según electronegatividad creciente y según radio atómico creciente. f) ¿Cuál es la fórmula del compuesto entre B y C? g) ¿ 59

25E es isótopo de D?. ¿Y5727F ?

h) ¿Cuál es el ión estable que forma 2713H? Dar su configuración electrónica. ¿A qué gas noble

corresponde? ¿Cuál tendrá mayor radio, H o su ión? i) Hacer lo mismo para 32

16G. j) Comparar el radio iónico del ion estable de32

16G y de 4020 I.

5) Dada la especie 56

26X, indique:

a) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones posee? b) Escriba la configuración electrónica correspondiente. c) Indique si tendrá o no propiedades metálicas.

Unidad III. La materia y sus transformaciones 1) Clasifica los siguientes ejemplos como elemento, compuesto, mezcla homogénea o

heterogénea:

1. Gelatina ( ) 2. Vidrio ( )

3. Cobre ( ) 4. Amalgamas ( )

5. Sal iodada ( ) 6. Petróleo ( )

7. Aire ( ) 8. Gasolina ( )

9. Calcio ( ) 10. Magnesio ( )

11. Agua ) 12. Glucosa ( )

13. Uranio ( ) 14. Cereal con leche ( )

15. Mercurio ( ) 16. Ac. Clorhídrico ( )

17. Alcohol metílico ( ) 18. Hamburguesa queso ( )

19. Azúcar ( ) 20. Oro ( )

21. Agua de mar ( ) 22. Barra de chocolate ( )

23. Potasio ( ) 24. Latón ( )

25. Plata ( ) 26. Manzanas ( )

27. Sopa maruchan ( ) 28. Salsa verde picada ( )

29. Sangre ( ) 30. Acero ( )

31. Mármol ( ) 32. Pastel de nuez ( )

33. Ensalada de frutas ( ) 34. Ponche con fruta ( )

35. Bronce ( ) 36. Enjuague bucal ( )

37. Carbonato de calcio ( ) 38. Jugo de naranja ( )

39. Zinc ( )

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2) Clasifique los siguientes fenómenos en cambios químicos o físicos según corresponda:

1. Rotura de una copa 2. Reducción de un átomo o molécula por ganancia electrones. 3. Cocción de una torta. 4. Combustión del papel. 5. Ductilidad (transformación en hilos o alambres) de los metales. 6. Descomposición de la piedra caliza. 7. Fusión de hierro. 8. Oxidación de cobre. 9. Fotosíntesis (transformación de la luz en moléculas orgánicas). 10. Hervir agua. 11. Disolver azúcar en agua. 12. Corrosión de hierro metálico. 13. Fusión del hielo. 14. Pulverización de una aspirina. 15. Digestión de una golosina. 16. Explosión de nitroglicerina 17. Obtención de limaduras de hierro a partir de un lingote de este metal. 18. La leche se pone agria si se deja en una habitación caliente. 19. El hidrógeno reacciona fácilmente con oxígeno para generar agua

3) Completar según corresponda:

a) Reacción química en la que se desprende energía ________________. b) Nombre que se da a la reacción de combustión que realizan los seres vivos__________. c) Sustancias que se forman a partir de otras en una reacción química ____________. d) Sustancias capaces de ceder un átomo de hidrógeno________________. e) Sustancias que reaccionan entre sí para formar productos______________. f) Reacciones químicas en las que se intercambian electrones____________. g) Reacciones químicos en las cuales el producto obtenido es un sólido insoluble________.

4) Contesta las siguientes preguntas y después búscalas en el recuadro:

• Estado más compacto de la materia • El café es un ejemplo de • El color es una propiedad • La combustión se considera cambio químico • Compuesto muy utilizado en casa (inv.) • El estado del petróleo es • Tiene masa y ocupa un lugar en el espacio • Cambio de estado de sólido a líquido (inv.) • Energía que se encuentra en movimiento • Método de resolución de problemas mediante la observación, registro, formulación de

hipótesis y teorías • Materia sin composición uniforme: representa dos o más fases (inv.) • Capacidad para realizar un trabajo

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Unidad IV. Reacciones químicas

1) Escribe la fórmula a los siguientes compuestos:

1. Ácido clorhídrico 2. Anhídrido sulfuroso

3. Yoduro de hidrógeno 4. Óxido de calcio

5. Óxido de estroncio 6. Hidruro de plata

7. Hidruro de aluminio 8. Agua

9. Sulfuro de hidrógeno 10. Trihidruro de hidrógeno

11. Óxido de potasio 12. Anhídrido peryódico

13. Anhídrido hipoyodoso 14. Anhídrido sulfúrico

15. Ácido bromhídrico 16. Telenuro de hidrógeno.

17. Óxido de bario 18. Óxido de oro (I)

19. Hidruro de cesio 20. Óxido de cobalto (III)

21. Óxido áurico 22. Óxido nitroso

23. Anhídrido hiposelenioso 24. Óxido de cadmio

2) Escribe el nombre de los siguientes compuestos:

1. HF 2. SiO2

3. HgO 4. CsH

5. CaH2 6. HI

7. CO2 8. CdH2

9. Rb2O 10. HCl

11. I2O 12. I2O

13. SO3 14. CuO

15. Br2O7 16. Au2O3

17. As2O5 18. LiH

19. Na2O 20. SO2

21. ZnO 22. HSe

23. PtO2 24. Cl2O3

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3) Balancear las siguientes ecuaciones químicas utilizando el método de su preferencia:

1. Fe2(SO4)3 + KSCN à K3Fe(SCN)6 + K2SO4 2. (NH4)2 CO3 à NH3 + CO2 + H2O 3. (NH4)2Cr2O7 à Cr2O3 + N2 + H2O 4. CaSiO3 + HF à H2SiF6 + CaF2 + H2O 5. P4O10 + Mg(OH)2 à Mg3(PO4)2 + H2O 6. I2O5 + BrF3 à IF5 + O2 + BrF2

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Lecturas sugeridas Lectura: Lecciones de química. Química fácil Enlace: http://quimicaparatodos.blogcindario.com/

Resumen: Fundamentación teórica de todos los temas de química de una manera tal que se presentan los contenidos relacionados con la vida cotidiana, situaciones problemáticas, actividades de laboratorio, curiosidades químicas.

Lectura: Sustancias puras y mezclas Enlace: http://goo.gl/D92X6V

Resumen: Lectura para profundizar sobre la clasificación de la materia, las propiedades de la materia, los tipos de mezclas y una serie de problemas propuestos sobre los temas anteriores.

Lectura: La Materia: su clasificación y medición Enlace: http://www.amschool.edu.sv/paes/science/materia.htm

Resumen: Lección sobre la clasificación y medición de la materia en la cual se complementa con ejemplos cotidianos que ayudan a comprender el tema. Al final hay una autoevaluación para confirmar el aprendizaje logrado.

Lectura: Educación química Enlace: http://www.educacionquimica.info/

Resumen: Revista en educación química en línea. Es una revista trimestral publicada por la Facultad de Química de la Universidad Nacional Autónoma de México y por seis asociaciones profesionales de la química en México. Pretende difundir tanto investigaciones como contribuciones didácticas a la educación de la química, en la búsqueda de la actualización del profesorado nacional e internacional de esta disciplina y de la comunicación de innovaciones entre investigadores y docentes.

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Sitios web sugeridos Sitio web: Revista CENIC, Ciencias Químicas Enlace: http://goo.gl/qrbNCZ

Resumen: Textos completos de investigaciones realizadas sobre temas de química que se constituyen una referencia interesante para profundizar en un tema en especial.

Sitio web: Elementos químicos Enlace: http://goo.gl/NcZ6oC

Resumen: Ejercicios interactivos sobre la tabla periódica desarrollando la memoria y la lógica acerca de las propiedades de los elementos químicos como su estructura sus propiedades eléctricas, termodinámicas y otras. También se encuentran test de evaluación del dominio de los conocimientos sobre la tabla periódica.

Sitio web: Fórmulas 1 Enlace: http://goo.gl/hHLdDR

Resumen: Ejercicios interactivos sobre la nomenclatura de las sustancias químicas inorgánicas.

Sitio web: Rincón didáctico de física y química Enlace: http://goo.gl/ND36jM

Resumen: Los ambientes de aprendizaje enriquecidos con las TIC ofrecen un sinnúmero de posibilidades para la enseñanza de la Química. Se presenta una serie de programas y de Apps que docentes y estudiantes pueden utilizar para: visualizar las moléculas de un compuesto de manera interactiva y tridimensional; realizar prácticas en laboratorios virtuales; y, usar tablas periódicas y calculadoras que ayudan a comprender mejor diversos temas de esta asignatura. Test y juegos para fortalecer la formulación de compuestos químicos inorgánicos.

Sitio web: Ejercicios de física y química Enlace: http://goo.gl/r96bBW

Resumen: Serie de ejercicios para fortalecer la resolución de problemas de física y química. También se presentan lecciones de los temas de ambas especialidades.

Sitio web: Tareas plus para saber más Enlace: https://goo.gl/wXYoe9

Resumen: Es una manera tutorada de aprender y profundizar los procedimientos para resolver problemas sobre todos los temas de química.

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Sitio web: PHET Interactive Simulations Enlace: https://goo.gl/EqOV3S

Resumen: La Universidad de Colorado pone a la disposición simulaciones para todos los contenidos de química, en las que se muestra de forma dinámica la variación de los parámetros que intervienen. La simulación es una herramienta valiosa para docentes y estudiantes pues para aquellos contenidos en los cuales es imposible apreciar sus manifestaciones en la simulación se visualizan y ayuda a comprender los fenómenos, también en aquellos centros escolares en los cuales no se cuenta con equipo o materiales para poder hacer prácticas de aprendizaje. Un docente puede diseñar sus actividades de manera que haya un aprendizaje significativo de los temas estudiados.

Sitio web: Prácticas virtuales, simulaciones y animaciones científicas Enlace: http://goo.gl/qELPFc

Resumen: El contenido de la página es una selección y una clasificación (curso a curso y tema a tema) de applets, es decir de simulaciones, animaciones y prácticas de laboratorio virtuales de Física y Química. Esta web pretende ser una guía didáctica, para profesores y alumnos, que facilite de manera cómoda y rápida la incorporación de los applets como herramientas para el aprendizaje de la Física y la Química.

Sitio web: Las reacciones químicas Enlace: http://goo.gl/lFY2Mf

Resumen: Toma las reacciones químicas como centro y alrededor de este contenido giran todos los temas de química que se estudian en la escuela. Se abordan conceptos químicos, se da a conocer bastante información y se presentan curiosidades y actividades para asimilarlos.