LECCIÓN 0: EL CONOCIMIENTO CIENTÍFICO y... · Velocidad de la luz (menos precisión): 300 000 000 m/s = 3·108 m/s Tamaño de un átomo de hidrógeno: 0,000 000 005 29 cm = 5,29·10-9

Resumen lección 0 FyQ 3 ESO El conocimiento científico

LECCIÓN 0: EL CONOCIMIENTO CIENTÍFICO2. La Física y la Química (p 13)

2.1.- Cambios físicos y químicos:• Cambio físico es aquel en el que no cambia la naturaleza de la sustancia.

Ejemplos: cambios de estado, movimientos, ondas, fenómenos eléctricos, disolución de sal en agua.

• Cambio químico es aquel en el que cambia la naturaleza de la sustancia: aparecen nuevas sustancias. Ejemplos: oxidación del hierro, formación del cloruro de sodio (sal común) a partir de cloro (gas venenoso) y sodio (metal explosivo con el agua), combustión.

3. Magnitudes físicas. Unidades y medidas (p 14)

3.1.- Magnitud física:• Una magnitud física es toda propiedad de la materia susceptible de ser

cuantificada de forma objetiva mediante la realización de una medida.(Es toda propiedad que se puede medir).

3.2.- Unidades y medida de magnitudes:• Unidad de una magnitud física es cualquier cantidad arbitraria de ella que se

adopta como patrón para cuantificar esa magnitud. (Es una cantidad que se usa para compararla con la magnitud que se quiere medir)

• Medir es una operación que consiste en determinar la cantidad de una magnitud al compararla con la unidad.

3.3.- Magnitudes fundamentales y derivadas. Sistema Internacional de Unidades (S.I.):• El Sistema Internacional de Unidades es un conjunto de unidades establecidas en

1960 para ser usado en todo el mundo.• Consta de siete magnitudes fundamentales, que son aquellas que sirven para

obtener todas las demás magnitudes, las magnitudes derivadas.

MAGNITUD UNIDAD SÍMBOLO

Masa kilogramo kgLongitud metro mTiempo segundo s

Temperatura kelvin KIntensidad de corriente eléctrica amperio (Ampere) A

Intensidad luminosa candela cdCantidad de sustancia mol mol

• Para establecer la unidad correspondiente a una magnitud derivada hay que basarse en una fórmula o ley científica. Por ejemplo, para medir un área de un rectángulo se multiplica la longitud de la base por la de la altura, luego la unidad debe ser metro·metro; para medir la velocidad, se divide la distancia recorrida entre el tiempo empleado en ello, luego la unidad debe ser metro/segundo.

1


MAGNITUD DERIVADA UNIDAD SÍMBOLO

Área (superficie) metro cuadrado m2

Volumen metro cúbico m3

Densidad (masa:volumen) kilogramo/metro cúbico kg/m3

Velocidad (distancia:tiempo) metro/segundo m/sAceleración (velocidad:tiempo) metro/segundo m/s2

Fuerza (masa·aceleración) newton (kilogramo·m/s2) N (kg·m/s2)Presión (fuerza:área) pascal (Newton/metro cuad.) Pa (N/m2)

Energía, trabajo (fuerza·dist.) julio (Newton·metro) J (N·m)

• Los símbolos de las unidades se deben escribir tal como vienen en las tablas. No se ponen puntos al final del símbolo (no son abreviaturas) y salvo las que proceden de un nombre propio (como Newton o Pascal) deben ser letras minúsculas.

4. Instrumentos de medida. Errores. (p 17)

4.1.- Cualidades de los instrumentos de medida:• Intervalo de medida. Es el conjunto de valores que el instrumento puede medir.

Ejemplos: ◦ Una probeta que puede medir a partir de 15 mL (cota mínima) hasta 100 mL

(cota máxima).◦ Una báscula de baño que mide la masa de las personas comprendidas entre 5

kg y 140 kg.• Sensibilidad. Es la respuesta del instrumento ante las variaciones de la magnitud

que mide. Está relacionada con la subdivisión mínima de su escala.Ejemplos:◦ En la probeta 1 del libro, vale 1 mL.◦ En la probeta 2, vale 0,5 mL.

4.2.- Errores de medida:• Errores sistemáticos: se deben al aparato de medida o su mal uso. Se pueden

corregir. Ej.: un cronómetro que atrasa.• Errores aleatorios: son fortuitos y no se pueden evitar. Ej.: nos equivocamos al

pulsar el cronómetro. Se pueden reducir si se repiten las medidas varias veces y se obtiene el valor medio.

• Precisión: Indica la similitud de las medidas realizadas (si se han realizado varias medidas y los resultados se parecen, la medida ha sido precisa).

• Exactitud: indica la cercanía entre las medidas y el valor real (si se han realizado varias medidas y los resultados no coinciden con el valor real que tendría que haber dado, la medida es inexacta).

2


5. Múltiplos y submúltiplos. (p 19)

5.1.- Notación científica:• Cifras significativas son las cifras que se conocen con precisión de una medida.• Ejemplos: velocidad de la luz = 300 000 km/s (tiene una sola cifra significativa, el 3)

pero si se escribe con más precisión como 299 792 458 m/s entonces tiene las 9 cifras significativas.

• Son cifras significativas:◦ Las cifras distintas de cero.◦ Los ceros que aparecen entre dos cifras distintas de cero.◦ Los ceros que se colocan después de la coma decimal si antes de la coma hay

una cifra distinta de cero.• Ejemplos:

415: tres (4, 1 y 5) 3000: una (3) 307: tres (3, 0 y 7)

0,00057: dos (5 y 7) 3,00: tres (3, 0 y 0) 1,07·103 (=1070): tres (1, 0 y 7)

• La notación científica sirve para escribir una medida de forma abreviada donde sólo aparecen las cifras significativas.

• Se escriben:◦ Las cifras significativas con la coma a la derecha de la primera de ellas.◦ Se multiplica por una potencia de diez para volver a colocar la coma en su sitio.

• Ejemplos:◦ 327 = 3,27·100 = 3,27·102 ◦ Altura del Everest = 8848 m = 8,848·103 m◦ Velocidad de la luz (más precisión): 299 792 458 m/s = 2,99792458 ·108 m/s◦ Velocidad de la luz (menos precisión): 300 000 000 m/s = 3·108 m/s◦ Tamaño de un átomo de hidrógeno: 0,000 000 005 29 cm = 5,29·10-9 cm

6 . El lenguaje de la ciencia (p 20 )

6.1.- Ecuaciones físicas:

• Ecuación física es la expresión matemática del conocimiento científico.• Ejemplo: “el peso de una persona es directamente proporcional a su masa

corporal” es una ley física y su ecuación podría expresarse:

P = m·g

Donde: P = peso (fuerza en N); m = masa (kg); g = constante (9,8 N/kg)

• Hay muchas posibles relaciones entre las magnitudes o variables. Tres de las más comunes en la Física y la Química son:◦ Variables directamente proporcionales: A = k·B (k es una constante)◦ Variables inversamente proporcionales: A = k/B◦ Relación cuadrática: A = k·B2

3


6.2.- Tablas y gráficas:• Las relaciones entre dos variables se expresan en tablas de datos y en gráficas XY. • A una de las variables la llamamos variable independiente (aquella cuyo valor

hemos elegido libremente) y se suele representar en el eje X.• A la otra variable, aquella cuyo valor queda determinado por el de la primera, la

llamamos variable dependiente y se suele representar en el eje Y.

Relación entre variables

Ejemplo Tabla de datos

Gráfica

Variables directamente

proporcionales

El peso P de un cuerpo es

proporcional a su masa m

P = m· g

(g = 9,8 N/kg)

m (kg)012345

6

P (N) 0

9,819,629,439,249,0

58,8

P (N)

58,8 49,0 39,2 29,4 19,6 9.8 0 0 1 2 3 4 5 6 m (kg) Recta que pasa por el origen de coordenadas

Variables inversamente

proporcionales

El volumen V de un gas es

inversamente prrporcional a la

presión p

p = V/k

(k es un valor determinado)

p (atm) 12346

12

V (L) 126432

1

V (L)

12 10 8 6 4 2 0 0 1 2 4 6 8 10 12 p (atm) Hipérbola

Relación cuadrática

La distancia h que recorre un cuerpo en caída

libre en un tiempo t

h = 5 t2

t (s) 01234

5

h (m) 05204580

125

h (m)

125

80

45

0 1 2 3 4 5 Parábola t (s)

4

Resumen lección 1 FyQ 3 ESO Estructura atómica de la materia

LECCIÓN 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA

1. Las leyes fundamentales de la Química (p 32)

1.1.- Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier, 1789):• En una reacción química hay unas sustancias (reactivos) que se transforman en

otras (productos)

La masa de las sustancias reaccionantes coincide con la masa de las sustancias que se forman.

• En una reacción química la materia no se crea ni se destruye, se transforma.• Ejemplo: al reaccionar el hidrógeno con el oxígeno se forma agua.

Reactivos ProductosMasa de hidrógeno empleado Masa de oxígeno empleado Masa de agua producida

1 8 92 16 1810 80 90

1.2.- Ley de las proporciones definidas (Proust, 1799)

Cuando dos o más elementos se combinan entre sí paraformar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija.

• En el ejemplo anterior, se observa que si se divide la masa de oxígeno entre la de hidrógeno el resultado siempre es el mismo:

8 / 1 = 16 / 2 = 80 / 10 = 8

• Si se hubiera puesto otra proporción, habría sobrado uno de los dos reactivos:

Hidrógeno (g) Oxígeno (g) Agua (g) Hidrógeno que sobra (g)

Oxígeno que sobra (g)

1 8 9 0 05 8 9 5 -1 = 4 01 10 9 0 10 – 8 = 2

3 (se gastan 2) 16 18 1 0

1


2. Teoría atómica de Dalton (p 34)

2.1.- Postulados de la teoría atómica de Dalton:

1. Los elementos están constituidos por ÁTOMOS, unas partículas indivisibles.2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y diferentes a los de otros

elementos.3. Los compuestos se forman al unirse átomos de dsitintos elementos en una relación

constante y sencilla.4. En una reacción química, los átomos se reagrupan de forma distinta a como lo

estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen.

3. Estructura interna de los átomos (p 36)

3.1.- El descubrimiento del electrón:

• A finales del siglo XIX se descubre una partícula más pequeña que el átomo: el electrón.

• Tiene carga negativa y procede de los átomos: los átomos no son indivisibles.

3.2.- Los rayos X y la radiactividad:

• Los rayos X se descubrieron a partir de los tubos de rayos catódicos. Eran unas ondas electromagnéticas que atravesaban la materia.

• También se descubre la radiactividad, que es otra radiación que desprenden las sustancias radiactivas, como el uranio.

• De las sustancias radiactivas salen tres tipos de partículas:◦ Rayos alfa (α): partículas con carga positiva y poco poder de penetración.◦ Rayos beta (β): partículas con carga negativa y menor masa que las alfa. Se

demuestra que son iguales a los electrones.◦ Rayos gamma (γ): radiación electromagnética de mayorpoder depenetración

que los rayos X.• Con ello, se demuestra que los átomos tienen estructura y son divisibles.

4. Modelos atómicos (p 38)

4.1.- Modelo de Thomson:

• El átomo es una esfera cargada positivamente.• En el átomo hay “incrustados” varios electrones, que se reparten por todo su

volumen (se repelen entre sí).• Un átomo puede convertirse en un ión, es decir, un átomo con carga eléctrica:

◦ Si gana electrones, se convierte en ión negativo o anión porque tiene más carga negativa que positiva.

◦ Si pierde electrones, se convierte en ión positivo o catión porque tiene más carga positiva que negativa.

2


4.2.- Modelo de Rutherford:

• Se propone este modelo para explicar el experimento del bombardeo de la lámina de oro diseñado por Rutherford.

• El átomo tiene casi toda su masa concentrada en una parte central muy pequeña llamada núcleo, que tiene carga positiva.

• Los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo, a gran distancia de él, atraídos por la carga positiva.

• Las partículas alfa que incidían sobre la lámina muy fina de oro debían atravesarla sin desviarse porque el átomo, según Thomson, era muy “blando” y con poca densidad, pero muchas de las partículas se desviaban e incluso algunas salían rebotadas. Esto sólo se explica si casi toda la masa del átomo estaba muy concentrada en su núcleo.

• Este modelo tiene el problema de que, según las leyes de la Física, el electrón debía perder energía en forma de ondas electromagnéticas y caer sobre el núcleo.

4.3.- Modelo de Bohr:

• El electrón sólo puede encontrarse en unas órbitas bien definidas y estables (“capas”) y puede saltar de una órbita a otra más alejada del núcleo ganando energía o al revés (perdiendo energía).

• En la primera capa puede haber dos electrones como máximo, y en la segunda, ocho.

4.4.- Modelos actuales:

• Se utilizan modelos mecano-cuánticos, muy complicados y dificiles de entender, pero que son la base de la tecnología actual: láser, etc.

5. Caracterización de los átomos (p 40)

5.1.- Las partículas subatómicas:

• En el átomo existen tres tipos de partículas subatómicas: protón, neutrón y electrón.◦ Protón: tiene la misma carga que el electrón pero positiva y su masa es 1837

veces mayor. Se encuentra en el núcleo.◦ Neutrón: tiene casi la misma masa del protón, pero no tiene carga eléctrica.

También se encuentra en el núcleo.◦ Electrón: tienen masa mucho menor y se encuentran girando en órbitas

alrededor del núcleo, a gran distancia de él.• Los electrones son partículas elementales porque no se pueden dividir en otras

más pequeñas, pero los protones y neutrones sí se pueden dividir en otras más pequeñas llamadas quarks. Esto se observa en los aceleradores de partículas.

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5.2.- Caracterización de los átomos: número atómico y número másico.

• Para caracterizar un átomo hay que conocer dos parámetros:◦ Número atómico (Z): es el número de protones.◦ Número másico (A): es el número de protones más el de neutrones.

• Para saber a qué elemento químico pertenece un átomo hay que saber el número atómico. Por ejemplo, Z=1 → Hidrógeno (H); Z=2 → Helio (He); Z=3 → Litio (Li)...

• Un átomo se representa así: AZX donde X es el símbolo del elemento químico al que pertenece.

• Ejemplo: 31H Normalmente se lee como “hidrógeno-3”

5.3.- La masa de los átomos. (p 41)

• Como la masa de los electrones es muy pequeña en comparación con la de protones y neutrones, la masa de un átomo es, prácticamente, la masa del núcleo, o sea, la suma de las masas de sus protones y neutrones.

• Para expresar la masa de un átomo se suele emplear la unidad de masa atómica (u) que equivale APROXIMADAMENTE la masa de un protón o la de un neutrón.

• Así, un átomo de carbono con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones, tiene:◦ Z = 6◦ A = 12◦ Masa = 12 u (aprox.)◦ Masa = 12,000000000… u

La unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa de un átomo del átomo isótopo 12 de carbono.

1 u = 1,661·10-27 kg

1 u = 1/12 masa de un átomo 12C

6. Isótopos. Aplicaciones. (p 42)

6.1.- Concepto de isótopo:

• Se llaman isótopos a los átomos de un mismo elemento químico que tienen distinto número de neutrones.

• Iso= “mismo” Topo=”lugar”. Son átomos que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica.

• Ej.: 11H 21H 3

1H son los tres isótopos del hidrógeno y tienen nombres propios: 1

1H=Protio; 21H=Deuterio; 3

1H=Tritio6.2.- Isótopos radiactivos. Aplicaciones:

• Son isótopos inestables, que emiten radiación (alfa, beta o gamma) al descomponerse en otros núcleos diferentes.

• En medicina se emplean para tratar tumores y para diagnóstico clínico.• En arqueología, para datar restos. Por ejemplo, el carbono-14 para determinar la

edad de restos de seres vivos de hasta 50 000 años de antigüedad.

4


7. La corteza electrónica. (p 44)

7.2.- Ubicación de los electrones en la corteza:

• La corteza del átomo se puede entender que está formada por capas o niveles de energía donde se colocan los electrones girando alrededor del núcleo.

• La primera capa es la más cercana al núcleo; un electrón situado en ella tiene menor energía que en la segunda capa, y un electrón en la segunda capa tiene menor energía que en la tercera, etc.

• Las capas se ordenan de menor a menor energía y o bien se numeran (1, 2, 3...) o se les pone una letra (K, L, M, N, O...) para identificarlas.

• Los electrones van ocupando primero las capas o niveles más proximos al núcleo, ya que son más estables (sus valores de energía son menores). Cuando una capa se completa, se empieza a ocupar la siguiente.

• El número máximo de electrones que puede haber en cada capa vale 2·n2, donde n representa el nivel de la capa.

• Así, en la primera capa caben 2·12 = 2 electrones; en la segunda capa, 2·22 = 8 electrones; en la tercera, 2·32 = 18 electrones, etc.

• Los electrones de la última capa se denominan electrones de valencia, y la capa, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de un elemento.

• Si un electrón está en una capa recibe energía, puede saltar a otra capa superior o desprenderse del átomo. Al contrario, si un electrón pierde energía baja a una capa de menor energía (si tiene hueco en dicha capa).

7.3.- Formación de iones:

• Un ión es un átomo o una agrupación de átomos que tiene carega electrica neta. Se forma cuando un átomo gana o pierde electrones.◦ Si gana electrones, se convierte en ión negativo o anión porque tiene más

carga negativa que positiva.◦ Si pierde electrones, se convierte en ión positivo o catión porque tiene más

carga positiva que negativa.• Los electrones que saltan del átomo salen de las capas más externas y los que se

ganan se colocan en las capas más cercanas al núcleo donde haya sitio.• Los iones se representan colocando a la derecha del símbolo un superíndice con

un número entero (= número de electrones que ha ganado o perdido) seguido de los signos + o -, dependiendo de si tienen carga positiva o negativa. Ejemplos:

átomo de litio (Z = 3) Ión Li+ Átomo de oxígeno (Z=8) Ión O2-

Electrones: 2+1=3 Electrones: 2+0=2 Electrones: 2+6=8 Electrones: 2+8=10

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LECCIÓN 2: LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS

1. Los elementos químicos (p 54)

• Según Lavoisier: son sustancias que no se pueden descomponer en otras más sencillas.

• Según Dalton: son sustancias formadas por átomos iguales..• Actualmente:

Un elemento químico es el conjunto de todos los átomos que tienen el mismo valor del número atómico (Z).

Una sustancia elemental está formada por átomos del mismo elemento químico. Normalmente también son denominadas elementos.

• Ejemplos de sustancias elementales:◦ El hidrógeno, H2, formado por moléculas de dos átomos cada una.◦ El helio, He, formado por átomos aislados.◦ El diamante, C(diamante) o el grafito C(grafito) formados por cristales de átomos de

carbono.1.1.- Elementos naturales y artificales:

• Elementos naturales son los que se encuentran en la naturaleza. Son los de Z=1 (Hidrógeno) hasta el Z=92 (Uranio) excepto el Tecnecio (Z=43). Algunos, como el Francio o el Astato son muy escasos porque todos sus átomos son radiactivos.

• Elementos artificiales son los que se obtienen en aceleradores de partículas, y son todos ellos son radiactivos. Son los de Z>92 además del Tecnecio.

1.2.- Nombre y símbolo de los elementos químicos:• Cada elemento tiene un nombre (ej.: fósforo, polonio) y un símbolo formado con

una letra mayúscula (ej.: fósforo, P) o una mayúscula seguida de una minúscula (ej.: polonio, Po).

• Muchos de los nombres y símbolos de elementos descubiertos en la antigüedad proceden del latín o el griego.

• Muchos elementos descubiertos en ellos siglos XIX o XX tienen que ver con regiones o ciudades (germanio, francio, tulio...)

• Los nombres más modernos pueden ser un homenaje a científicos/as (einstenio, meitnerio…) o a universidades (dubnio, berkelio…)

1.3.- Metales y no metales:• Es la primera clasificación de los elementos que se hizo a partir del siglo XVIII.

Metales No metalesConductores del calor y electricidad No conductoresTienen brillo característico No tienen brillo metálicoSuelen tener altos puntos de fusión y ebullición y salvo el mercurio (líquido) son todos sólidos a temperatura ambiente

Son gases a temperatura ambiente la mayoría aunque el carbono es el elemento con mayor punto de fusión.

Tienden a perder electrones y formar cationes.

Tienden a formar aniones

Son flexibles, dúctiles y maleables Los sólidos son frágiles y quebradizos

• Los elementos más abundantes en la corteza terrestre y en el ser humano son:

Corteza terrestre Ser humanoOxígeno 50 % Oxígeno 65 %Silicio 25 % Carbono 18 %

Aluminio 7 % Hidrógeno 10 %Hierro 5 % Nitrógeno 3 %Calcio 3 % Calcio 2 %Otros 10 % Otros 2 %

2. El Sistema Periódico (p 56)

• Al descubrirse muchos elementos en el siglo XIX no fue suficiente la clasificación en metales y no metales y había que tener en cuenta otras propiedades físicas y químicas.

2.1.- Clasificación periódica de los elementos:

• Es el resultado de los intentos de clasificación de los elementos desde mediados del siglo XIX, cuando eran ya muchos los elementos descubiertos:◦ Döbereiner (1817) lo hizo en tríadas de elementos: el elemento central tenía

unas propiedades intermedias entre las de los otros dos.◦ Newlands (1864) los clasificó en grupos de ocho con propiedades similares.◦ Meyer y Mendeleiev (1869) simultáneamente colocaron los elementos en una

tabla en orden creciente de masa atómica y en grupos de propiedades similares.

2.2.- El Sistema Periódico actual:

• Es similar a la tabla de Mendeleiev pero los elementos aparecen ordenados en orden creciente del número atómico (Z) y no de masa atómica.

• Tiene:◦ 18 grupos o familias (columnas); en cada uno hay elementos con igual

número de electrones en la capa de valencia y con propiedades químicas similares.

◦ 7 períodos (filas horizontales); en cada uno hay elementos con igual número de capas electrónicas.

• Los metales aparecen en la parte izquierda (metales propiamente dichos: alcalinos y alcalinotérreos) y central del sistema (metales de transición, o metales pesados).

• Los no metales aparecen en la parte derecha.• El último grupo es el de los gases nobles o gases inertes.• Hay una diagonal con elementos de propiedades intermedias: los semimetales.• En la tabla corta (la más habitual) se separan dos filas de 14 elementos cada uno:

son los lantánidos y los actínidos (“Tierras Raras”).

3. Uniones entre átomos (p 58)

3.1.- ¿Por qué se unen los átomos?

• Los átomos de los gases nobles (grupo 18) son los únicos que no se unen con otros átomos: son átomos aislados.

• El resto de elementos tienen átomos que se unen con átomos del mismo elemento (sustancia elemental, ej.: O2) o de otros elementos (Ej: CO2).

Enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. Con esta unión, los átomos consiguen mayor estabilidad.

• Los gases nobles tienen una estructura electrónica de capa completa con 8 electrones en su última capa (o 2 en el caso del helio).

• Los demás elementos tienden a tener la misma estructura que la del gas noble más cercano.

Regla del octeto: los átomos, después de unirse, tienen ocho electrones en la última capa

• El octeto se consigue:◦ Siendo un gas noble (átomos aislados).◦ Ganando electrones y convirtiéndose en aniones (átomos unidos con enlace

iónico).◦ Perdiendo electrones y convirtiéndose en cationes (átomos unidos con enlace

iónico).◦ Compartiendo electrones con otros átomos .

3.2.- Cargas eléctricas de los iones:

GRUPO N.º de electrones que gana/pierde

IÓN QUE SE FORMA

1 Pierden 1 +12 Pierden 2 +2

3 y 13 Pierden 3 +316 Ganan 2 -217 Ganan 1 -1

4 . Moléculas y cristales (p 60)

• Los átomos de todos los elementos químicos, salvo los gases nobles, tienden a unirse entre sí, formando moléculas o cristales.

4.1.- Moléculas:• Una molécula es una agrupación de un número determinado de átomos, del mismo

elemento o de elementos diferentes, normalmente no metales.• La molécula se forma cuando se comparten pares de electrones entre dos

átomos: un par de electrones por cada electrón que falte para conseguir el octeto.• Ejemplos:

◦ La molécula F2 se forma cuando se comparte un par de electrones porque al flúor le falta un electrón para conseguir el octeto. Se dice que se ha formado un enlace covalente. Ese par de electrones ahora está girando en torno a los dos núcleos. La molécula se representa como F-F.

◦ El oxígeno (O2)tiene 6 electrones en su capa de valencia y necesita dos electrones para completarla, luego necesita compartir dos pares de electrones: se forma un enlace doble y se representa como O=O.

◦ El nitrógeno (N2) tiene 5 electrones en su capa de valencia y necesita tres electrones para completarla, luego necesita compartir tres pares de electrones: se forma un enlace triple y se representa como N=N.

◦ El agua, H2O, el amoníaco, NH3 o la glucosa, C6H12O6 son ejemplos de moléculas.

4.2.- Cristales:• Un cristal es una estructura ordenada en el espacio de átomos o iones que se

repiten de forma periódica.• Hay tres tipos de cristales:

◦ Cristales iónicos: formados por cationes (metal) y aniones (no metal) que se atraen al ser cargas eléctricas de signo contrario. Conducen la electricidad al estar fundidos o disueltos.

◦ Cristales metálicos: formados por átomos de un metal que comparten electrones por toda la estructura. Estos electrones se mueven libremente y conducen la electricidad.

◦ Cristales covalentes: formados por átomos de elementos no metálicos que se unen por enlace covalente, muy fuerte.

• Ejemplos:◦ Cloruro de sodio, óxido de magnesio… cristales iónicos.◦ Hierro, sodio,oro… cristales metálicos.◦ Diamante (carbono), cuarzo (óxido de silicio)… cristales covalentes.

4.3.- Fórmulas químicas:• Una fórmula química expresa la composición cualtitativa y cuantitativa de una

sustancia química, por medio de símbolos químicos y subíndices.◦ En una sustancia molecular, se escriben todos los átomos que hay en cada

molécula. Ejemplos: H2O, H2O2 (“agua oxigenada” o peróxido de hidrógeno),C4H10 (butano).

◦ En una sustancia formada por cristales se ponen subídices simplificados (números enteros más sencillos que representan la proporción de cada elemento). Ejemplos: SiO2, MgO, Na, C.

5. Masas atómicas y moleculares (p. 62).

5.1.- Masa de los átomos. Masa atómica promedio.

• La masa atómica promedio de un elemento es la media ponderada de las masas de sus isótopos, es decir, la suma de las masas por sus porcentajes y todo ello dividido entre 100:

masa isótopo 1·% isótopo 1 + masa isótopo 2·% isótopo 2 +…masa atómica = –------–-----------------------------------------------------------------------------------

100

5.2.- Masa molecular y masa de la unidad fórmula.

• La masa molecular de una sustancia pura es la masa de su molécula que se obtiene al sumar las masas de los átomos que forman la molécula. Se suele dar en unidades de masa atómica.

• La masa de la unidad fórmula de una sustancia pura es la suma de las masas de los átomos que aparecen en la fórmula.

• Ejemplos:◦ Nitrógeno N2 : masa molecular = 2·14 u = 28 u◦ CO2 : masa molecular = 2·16 u + 1·12 u = 44 u ◦ Fe2O3 : masa de la unidad fórmula (aquí no hay moléculas) = 2·56 + 3·16 = 156 u ◦ Helio (gas formado por átomos aislados), He : masa de la unidad fórmula = 1·4,0 u = 4,0 u◦ Hierro (cristal metálico), Fe : masa dela unidad fórmula = 1·56 = 56 u

• A la hora de la verdad, se suele emplear indistintamente la expresión “masa molecular” para el cálculo de la masa molecular o de la masa de la unidad fórmula.

• Aunque en principio habría que escribir la unida de masa empleada, en la práctica no se suele hacer y se pone solamente el dato numérico expresado en unidades de masa atómica.

• Ejemplo de cómo se dan muchas veces los datos en los problemas de un ejercicios o de un examen:

“Datos de masas atómicas y moleculares: C = 12; NH3 = 17,0; NaCl = 58,5”

Se entiende que todos los datos están dados en unidades de masa atómica. El primer caso es la masa atómica del carbono; el segundo, la masa molecular del amoníaco; el tercero, la masa de la unidad fórmula dl cloruro de sodio.

Resumen lección 3 FyQ 3 ESO Las reacciones químicas

LECCIÓN 3: LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Los cambios en la naturaleza (p 86)

1.1.- Cambios físicos y químicos:• Cambio físico es aquel en el que no cambia la naturaleza de la sustancia.

Ejemplos: cambios de estado, movimientos, ondas, fenómenos eléctricos, disolución de sal en agua.

• Cambio químico es aquel en el que cambia la naturaleza de la sustancia: aparecen nuevas sustancias. Ejemplos: oxidación del hierro, formación del cloruro de sodio (sal común) a partir de cloro (gas venenoso) y sodio (metal explosivo con el agua), combustión.

1.2.- Reactivos y productos:

• Reactivo(s): sustancia(s) que hay antes de un cambio o reacción química.• Producto(s): sustancia(s) que hay después de un cambio o reacción química.

Cloro y sodio se unen para dar cloruro de sodio2 reactivos → producto

Agua se descompone para dar hidrógeno y oxígeno1 reactivo → 2 productos

1.3.- Características de los cambios químicos:

• En un cambio químico siempre hay intercambio de energía. Si las sustancias absorben energía, la reacción es endotérmica, y si desprenden energía, exotérmica. Ejemplos: la combustión es exotérmica y la fotosíntesis es endotérmica.

• Hay reacciones reversibles (se pueden dar en los dos sentidos, como por ejemplo la descomposición y formación del agua) e irreversibles, que son la mayoría y que no se dan en sentido inverso.

• Los estados de las sustancias pueden ser diferentes.

2. Estudio de las reacciones químicas (p 88)

2.1.- Teoría de colisiones:

• Explica la reacción química como una reordenación de los enlaces tras una colisión entre moléculas.

• Para que una colisión sea eficaz y se formen nuevas sustancias hace falta que las moléculas choquen en una posición adecuada y con suficiente velocidad.

2.2.- Velocidad de una reacción química:

• Es una magnitud que mide la rapidez con la que se produce una reacción.• Se calcula midiendo la cantidad de reactivo que se produce por unidad de tiempo,

o bien la cantidad de producto que desaparece por unidad de tiempo.

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2.3.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción química (p 89):

1. Temperatura: a mayor temperatura, mayor velocidad.2. Concentración de reactivos: a mayor concentración, mayor velocidad.3. Otros factores.

3. Representación de reacciones químicas (p 90)

3.1.- Ecuaciones químicas:

• Son la representación de una reacción química.• Debe estar ajustada por medio de coeficientes.• Se suelen poner los estados físicos delas sustancias:

◦ g (gas)◦ l (líquido)◦ s (sólido)◦ ac, o bien aq (disuelto en agua)

3.2.-Significado de una ecuación química (ej.: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) )

• 1 molécula de nitrógeno gaseoso reacciona con 3 moléculas de hidrógeno gaseoso y forman 2 moléculas de amoniaco gaseoso.

• 1 mol de nitrógeno gaseoso reacciona con 3 moles de hidrógeno gaseoso y forman 2 moles de amoniaco gaseoso.

3.3.- Ajuste de ecuaciones químicas (p. 92):

• Consiste en poner coeficientes antes de cada fórmula para que haya el mismo número de átomos de cada elemento antes y después de la reacción.

• Normalmente estos coeficientes son números enteros lo más sencillos posibles.

4. Leyes fundamentales en las reacciones químicas (p. 94)

4.1.- Conservación de la masa (Ley de Lavoisier):• La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.

4.2.- Proporciones definidas (Ley de Proust):• La proporción entre masas de las sustancias que reaccionan o que se forman es

fija. Ej.: por cada gramo de hidrógeno hacen falta 8 g de oxígeno y se forman 9 g de agua. (con dos gramos de hidrógeno y 7 de oxígeno, no se forman 9 g de agua (sobraría hidrógeno, o faltaría oxígeno).

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5. Cantidad de sustancia y reacciones químicas (p. 96) .

5.1.- Cantidad de sustancia: el mol:

• El mol (símbolo: mol) es la unidad de cantidad de sustancia. • En un mol de cierta sustancia hay tantos gramos como su masa molecular

expresada en gramos, y contiene 6,022·1023 moléculas (NA = número de Avogadro).

• Ejemplos: ◦ H2, masa molecular = 2u; un mol de H2 contiene 6,022·1023 moléculas de

hidrógeno, y pesa 2 g; ◦ Carbono: C,masa molecular = 12u; un mol de carbono pesa12 g y contiene

6,022·1023 átomos.◦ Agua, H2O, masa molecular = 18 u; un mol de H2O contiene 6,022·1023

moléculas de agua, pesa 18 g; contiene 3· NA = 18,066·1023 átomos en total.

5.2.- Masa molar (M):

• Es la masa de un mol de sustancia expresada en gramos.• Su unidad es el gramo dividido por mol: g/mol.• Ejemplo: la masa molar del carbono es M = 12 g/mol; la del agua es M = 18 g/mol.• Relación entre la masa en gramos (m), la masa molar (M) el número de moles (n) y

el número de moléculas: m

n = ––––––– M

n.º de moléculas = n·NA

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Resumen lección 4 FyQ 3 ESO Fuerzas en la naturaleza

LECCIÓN 4: FUERZAS EN LA NATURALEZA

1. LAS FUERZAS Y SUS EFECTOS (p 110)

1.1.- Las fuerzas:• Fuerza es toda causa que tiene como efecto cambios en el estado de

movimiento de un cuerpo o producir deformaciones en él.• Un cuerpo no posee fuerza: puede ejercerla en un momento dado (sobre otro

cuerpo)• La fuerza es un vector: una magnitud donde hay que especificar su valor y su

dirección y sentido. Se representa mediante un segmento orientado (“flecha”)• En el S.I. la unidad es el Newton (símbolo: N)

1.2.- Fuerzas y movimientos:• Para que haya movimiento NO hace falta que haya fuerzas, pero SÍ para que

CAMBIE EL MOVIMIENTO de un cuerpo.

1.3.- Fuerzas y deformaciones:• Las fuerzas DEFORMAN los cuerpos. Según el comportamiento de un cuerpo ante

una fuerza,éste puede ser:◦ Rígido: si no se deforma. Ej.: cristal, roca, sal.◦ Plástico: se deforma y queda deformado al cesar la fuerza. Ej.: plastilina, barro.◦ Elástico: si recupera su forma al cesar la fuerza. Ej.: un muelle.

2. FUERZAS COTIDIANAS (p 112)

2.1.- Tipos de fuerzas:• Según su NATURALEZA, las clasificamos en tres grandes grupos de fuerzas

fundamentales:Fuerza Se produce entre: Responsables de:

ELECTROMAGNÉTICASCargas eléctricas(atracción y repulsión)

• Uniones entre átomos - reacciones químicas

• Fenómenos eléctricos y magnéticos

GRAVITATORIASMasas(atracción)

• Peso• Mareas• Órbitas planetarias• Galaxias

NUCLEARESPartículas nucleares muy próximas(atracción)

• Estabilidad de los núcleos atómicos• Explosión nuclear• Radiactividad

• Según cómo actúan◦ Por contacto. Ejemplo: el rozamiento.◦ Por acción a distancia. Ejemplo: atracción entre el sol y la tierra.

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2.2.- Fuerza de rozamiento (Fr):• Es una fuerza que se da entre superficies en contacto, o entre una superficie y un

fluido (rozamiento con el aire,con el agua,etc.)• Depende del tipo de superficie (más rugosa o más lisa…)• Se ejerce en la misma dirección del movimiento pero en sentido contrario a él.• Su valor depende de la fuerza con la que una superficie empuja a la otra (“fuerza

normal”)

2.3.- Normal (N): (p. 114)• Es una fuerza perpendicular a la superficie de contacto.

2.4.- Tensión (T):• Se ejerce a través de cuerdas, cables…

2.5.- Fuerza elástica (Fe):• Un cuerpo elástico tiende a recuperar su forma original ejerciendo una fuerza

recuperadora o elástica.

2.6.- Peso (P):• Es la fuerza que ejerce la Tierra sobre los cuerpos atrayéndolos hacia ella.

Sentido del movimiento

3. DEFORMACIONES ELÁSTICAS. LEY DE HOOKE (p 115)

• La deformación que experimenta un cuerpo elástico es directamente proporcional a la fuerza que se ejerce sobre él.

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l (m)

l0

F (N)

∆l (m)

F (N)

N T

Fe Fr

P


F = k · (l – l0) = k·∆lF = fuerza elástica o recuperadora de muelle (en N)k = constante elástica del muelle (en N/m en el S.I.)∆l = l – l0 = elongación o deformación del muelle (en m).l0 = longitud del muelle cuando no está deformado.

4. Ley de gravitación universal (p 116)

4.1.- Fuerza peso:

• Es la fuerza con la que la Tierra (u otro cuerpo celeste) atrae a un cuerpo que esté en sus cercanías.

• Galileo comprobó que todos los cuerpos tienden a caer con la misma aceleración, que vale 9,8 m/s2 (cada segundo de caída libre el cuerpo aumenta su velocidad en 9,8 m/s).

• Newton demostró que el movimiento de la Luna alrededor de la Tierra se debe a esta fuerza: la órbita es una caída continua hacia la Tierra a la vez que se está desplazando lateralmente.

• Hoy día ponemos en órbita satélites artificiales.

4.2.- Ley de gravitación universal (p.117):

• Es la ley científica que explica:◦ El peso de los cuerpos.◦ Las órbitas de los satélites alrededor de los planetas.◦ Las órbitas de los planetas y los cometas alrededor del sol.◦ La formación de galaxias.◦ Las mareas.

• Consiste en una fuerza de atracción entre dos masas cualesquiera pero, para que sea apreciable, al menos una de las masas debe ser muy grande (planeta, estrella, galaxia...).

• La obtuvo Newton usando los descubrimientos de Copérnico, Galileo y Kepler (demostró el movimiento de los planetas en órbitas elípticas alrededor del sol):

M·mF = G· -----------

r2

F = fuerza gravitatoria (N)

M, m = masas que se atraen (kg)

r = distancia entre los centros de las masas que se atraen (m)

G = CONSTANTE DE GRAVITACIÓN UNIVERSAL = 6,67·10-11 N·m2/kg2

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LECCIÓN 0: EL CONOCIMIENTO CIENTÍFICO y... · Velocidad de la luz (menos precisión): 300 000 000 m/s = 3·108 m/s Tamaño de un átomo de hidrógeno: 0,000 000 005 29 cm = 5,29·10-9