Proyecto Ingreso Universitario 2019 Modalidades Mayores de ...
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Proyecto Ingreso Universitario 2019 Modalidades Mayores de 25 años sin título secundario Área de conocimiento Ciencias Naturales Química
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Proyecto Ingreso Universitario 2019 Modalidades Mayores de 25 años sin título
secundario
Área de conocimiento
Ciencias Naturales
Química
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Ciencias Naturales – Química
Índice
Materia y Energía………………………………………………… 3
Estados de la materia…………………………………………… 7
Energía …………………………………………………………… 10
Cambios de Estado de la Materia ……………………………… 17
Sistemas Materiales………………………………………………. 22
Tabla Periódica……………………………………………………. 33
Uniones Químicas ………………………………………………… 42
Nomenclatura ……………………………………………………… 46
Ecuaciones químicas……………………………………………… 58
Balanceo de ecuaciones………………………………………….. 60
Estequiometría……………………………………………………… 62
Soluciones…………………………………………………………… 67
3
Tema 1: Materia y Energía
Que es la Química?
La química es la ciencia que
describe la materia, sus
propiedades físicas y químicas, los
cambios que experimenta y las
variaciones de energía que
acompañan a dichos procesos de
cambio.
La química como ciencia no es muy antigua, pudiéndose fijar sus comienzos
alrededor del año 1800. Por esta época aparecieron las primeras teorías confirmadas
experimentalmente. En el siglo XIX recién se desarrollaron los fundamentos que
permitieron realizar aplicaciones industriales.
En la primera mitad del siglo XX, químicos y físicos, trabajando juntos, establecieron
la estructura de la materia a nivel submicroscópico.
Durante las 24 horas del día, cada uno de nosotros está relacionado, en una u otra
forma, con la química. El cuerpo humano es un ejemplo de gran actividad química, e
incluso el pensamiento está relacionado con la energía química.
Materia
Se denomina materia a todo aquello nos rodea, que tiene masa y ocupa un volumen
en el espacio. La materia de la que están hechos los objetos y los seres tienen
propiedades que nos permiten diferenciarlas. La materia ya sea inerte o viva posee
masa, volúmen y ocupa un lugar en el espacio.
Todo lo que nos rodea y se transforma
Materia – Cuerpo – Sustancia
Observe atentamente a su alrededor. Seguidamente encontrara muchos objetos como
los que aparecen en las siguientes imágenes.
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Estos objetos, desde las ciencias naturales, se llaman cuerpos materiales.
Actividad
Elabore una lista de cuerpos materiales:
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
Recordar
La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.
La materia es de lo que están hechas todas las cosas. Es materia el agua, la madera,
los huesos del cuerpo humano, el aire que está dentro de un globo ( el globo
también). La luz, la inteligencia y la belleza no son materia porque no ocupan un
espacio.
Los distintos tipos de materia que constituyen los cuerpos reciben el nombre de
sustancia. Dicho de otra forma sustancia es el tipo de materia que forma los cuerpos.
Actividad
Del siguiente listado de palabras, coloque en la columna que corresponda lo que sea
cuerpo y lo que sea materia.
Cobre silla oro vidrio camisa almohadón
Oxigeno plástico agua anillo cable pecera
Cuerpo Materia
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La materia ser presenta generalmente en forma de cuerpo. Por eso decimos que un
cuerpo material es toda porción limitada de materia.
Los distintos tipos de materia que constituyen los cuerpos reciben el nombre de
sustancia. Dicho de otra forma: sustancia es el tipo de materia que forma los
cuerpos.
Objeto Clavo Vaso
Sustancia Hierro vidrio agua
Actividad
Unir con flecha el cuerpo con la materia que puede formarlo.
Mesa Acero inoxidable
Plástico
Vaso vidrio
Agua
Juguete aceite
Propiedades de la materia
Hay características o propiedades que el ser humano capta a través de los sentidos:
olor, color, sabor, brillo, textura. Estas características reciben el nombre de caracteres
organolépticos. Es decir, que estos caracteres son aquellas características de la
materia que se puede captar y analizar con nuestros sentidos.
Actividad
Enumere los caracteres organolépticos de un jugo de naranja. Poner en
funcionamiento los órganos de sus sentidos.
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………….
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Propiedades intensivas y extensivas
La materia puede clasificarse según sus propiedades en:
a. Propiedades intensivas: no varían de acuerdo a la cantidad de su masa. Por
ejemplo: color, sabor, olor, textura, punto de ebullición, punto de fusión, etc.
b. Propiedades extensivas: varían si se toma una cantidad mayor o menor de
materia. Por ejemplo: peso, longitud, volumen, etc.
Ejemplo
1 litro de agua 2 litros de agua
El peso y el volumen en los dos recipientes cambiaron. El peso y volumen son
propiedades extensivas porque varian de acuerdo con la cantidad de agua en un caso
y el otro.
El color, olor y sabor del agua son los mismo en los dos recipientes. El olor, el color y
el sabor por lo tanto son propiedades intensivas porque no cambian por la cantidad de
agua.
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Actividad
Complete el siguiente cuadro aplicando las propiedades de la materia.
Por ejemplo:………………………………..
Por ejemplo:……………………….
Estados de la materia
¿Cómo aparece la materia en la naturaleza? Los estados de la materia son tres:
solido, líquido y gaseoso. Estos estados reciben el nombre de estados físicos de la
materia.
Actividad
Clasifique las siguientes sustancias según su estado físico o de agregación: petróleo,
arena, cobre, oxigeno, cal, agua de rio, nafta y aire.
Sólido Liquido Gaseoso
Propiedades de la materia
Propiedades extensivas Propiedades…………...
Se llaman así a las propiedades
que…………………………………
………………………………………
………………………………………
………………………………………
………………………………………
……………..
Se llaman así a las propiedades
que no varían según la cantidad de
materia, como los caracteres
organolépticos.
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Modelo Cinético Molecular
Para explicar el comportamiento de la materia, los científicos recurren a un modelo
llamado modelo cinético molecular, que hace referencia al movimiento (cinético) de
las partículas que la forman (moléculas).
1. La materia está formada por partículas extremadamente pequeñas. Las partículas
pueden estas más o menos separadas entre sí y entre ellas hay espacios vacios.
las partículas pueden tener distintas formas, masas y tamaños.
Estas partículas pueden ser:
Átomos
Moléculas
Iones
2. Todas las partículas tienen movimiento
Sólido
Liquido
Gaseoso
Los átomos son la menor
porción de sustancia que
puede combinarse.
Las moléculas son la
menor porción de una
sustancia que conserva
sus propiedades.
Los iones son átomos con
carga eléctrica positiva o
negativa.
El movimiento es
de vibración (están
temblando).
Las partículas vibran, rotan y
se desplazan a distancias
cortas (están resbalando).
Además de los movimientos
anteriores, las partículas se
mueven en cualquier dirección
hasta que chocan con un
obstáculo y rebotan (están
volando).
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En consecuencia:
En los sólidos, las moléculas tienen una fuerte atracción entre si. Los espacios
entre ellas son pequeños y su estructura es más bien rígida. Lo sólido tiene
forma y volúmen propio.
En los líquidos, la atracción de las partículas es menor que en los sólidos. Sus
moléculas no tienen estructuras fija. Un líquido adopta la s forma del recipiente
que l contiene. tienen volumen propio.
En los gases, las partículas tienen atracción mínima y su distribución en el
espacio es muy desordenada. Los gases no conservan ni su forma ni su
volumen.
Actividad
a. Complete el siguiente cuadro:
Estado en que se presenta la materia
¿Tiene forma? ¿Cómo es su volúmen?
Ejemplo
Solido Tiene forma propia
Liquido Aceite- Agua
Tiene volúmen variable
Oxigeno
b. Indique en las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Jusitique su
respuesta.
En los sólidos las moléculas se mantienen unidas debido a que la fuerza de
atracción entre ellas es muy grande: V o F
¿Porqué?...............................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
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c. Según el modelo cinetico molecular, las particula de un solido no pueden
moverse . V o F
¿Porqué?...............................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
d. Según el modelo cinético molecular, las particulas que forman un gas se
mueven en cuaqluier direccion hasta que chocan con un obstaculo y rebotan,
parecen estar volando. V o F.
¿Porqué?...............................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
...............................................................................................................................
Sistema
En las ciencias naturales, se dice que un conjunto de cuerpo – o las partes que
forman un cuerpo – se denomina sistema. Un sistema es un conjunto de elementos o
partes coordinadas y relacionadas que interactúan y cumplen una función.
Por ejemplo:
La idea de sistema nos permite focalizar nuestra atención y entender mejor lo que
sucede en la naturaleza.
Energía
Los sistemas se hallan en continuo cambio. Pero ¿por qué cambian los sistemas?
Para poder responder esta pregunta, se debe recurrir al concepto de energía.
Energía es la capacidad que tiene un sistema para producir cambios o
transformaciones en si miso o en otro sistema.
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Todos los fenómenos naturales o creados por el hombre producen cambios, por más
pequeños que sean y aunque demoren mucho en producirse. Dicho de otra manera,
la energía aparece permanentemente en nuestra vida, por ejemplo:
Para pensar, respirar, caminar necesitamos la energía de los
alimentos.
Una planta crece gracias a la energía del sol.
La energía eléctrica nos permite alumbrar de noche.
La energía del viento mueve las aspas de un molino.
Tipos de energía
Actividad
Mencione los tipos de energía que conoce
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………….
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.
Energía solar: es la proporcionada por el Sol. Se produce en todas
las estrellas como consecuencia de la fusión nuclear. Se liberan
grandes cantidades de energía que llegan a la Tierra en forma de
energía radiante.
Energía eólica: es la que posee el viento.
Energía cinética: es la que poseen los cuerpos en movimiento.
Energía potencial gravitatoria: es aquella energía que poseen
los cuerpos con masa al estar en cierta altura de la Tierra.
Energía química: es la que poseen las sustancias debido a su
composición molecular.
Energía sonora: es la portada por las ondas sonoras.
Energía luminosa: es la portada por las ondas luminosas.
Energía nuclear: es la que poseen las sustancias en su núcleo
atómico.
Energía hidroeléctrica: es la energía de una caída de agua que
es transformada en energía eléctrica.
Energía radiante: es la irradiada por los cuerpos calientes.
Energía Solar
Energía cinética Energía potencial
Energía eléctrica Energía atómica
Energía térmica Energía química
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Energía térmica: es la producida por el movimiento
molecular.
Energía fósil: es la contenida en las sustancias procedentes de la
descomposición de la materia orgánica, por ejemplo el petróleo, el gas natural
y el carbón.
Actividad
Mencione algunos ejemplos donde crea que están presentes los distintos tipos de
energías mencionados.
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………...
Energía potencial y cinética
Energía potencial es la energía almacenada que posee un sistema como resultado de
las posiciones de sus componentes. Por ejemplo, si se mantiene una pelota a cierta
altura del suelo, el sistema formado por la pelota y la Tierra tiene una determinada
energía potencial llamada gravitatoria. Esta surge de la atracción que ejerce la Tierra
sobre todos los cuerpos y se la designa con la siguiente sigla (Epg). Cuanto más se
eleva la pelota, la energía potencial del sistema aumenta, y cuando la pelota está en
el piso, su energía potencial gravitatoria será cero.
Actividad
Piense si los siguientes cuerpos poseen energía potencial gravitatoria. Marque con
una cruz, según corresponda.
Una hoja cayendo de un árbol en otoño. Si No
Un paracaidista que se lanza de un avión. Si No
Una hormiga caminando por el césped Si No
La mesa del comedor Si No
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La energía potencia es energía almacenada en los cuerpos. La energía potencial no
es solo la gravitatoria. También la energía eléctrica, química, elástica, nuclear, son
energías potenciales. Por ejemplo, cuando comprimimos un resorte, éste almacena
energía potencia y cuando lo soltamos, su energía potencial es cero.
Actividad
¿Los siguientes sistemas tienen energía potencial? Marque con una cruz, según
corresponda.
1. Un arco tensado para dispara una flecha . Si No
2. la flecha. Si No
3. Un elástico estirado. Si No
4. Un alambre de una cerca. Si No
Básicamente, la energía potencial depende del peso del cuerpo y de la posición en
que se encuentra. Así, por ejemplo, una pelota que este a tres metros de altura tiene
una energía potencial mayor que si esa misma pelota se encontrara a un metro del
piso.
La energía cinética es la energía que un objeto posee debido a su movimiento.
Diremos también que un cuerpo se mueve cuando cambia su posición a través del
tiempo, o sea que tiene velocidad. Se la simboliza con la sigla (Ec). Por ejemplo,
sabemos que si vamos en un auto a 100 km/h significa que recorreremos 100 km en
una hora y sin duda estamos en movimiento, por lo tanto hay energía cinética.
La energía cinética depende directamente de la masa y la velocidad del objeto. Por lo
tanto, al aumentar la masa y/o la velocidad de un cuerpo, aumenta su energía
cinética.
Actividad
Responda
1. Todos sabemos que si vamos a 100 km/h, la velocidad es mayor que si lo
hacemos a 50 km/h. ¿En cuál de los dos casos hay mayor energía cinética?
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
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2. Piense en un camión y en un automóvil que viajan a la misma velocidad.
¿Cual tiene más energía cinética?
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
3. Imaginemos dos camiones iguales, que viajan a distintas velocidades. ¿Cuál
de los dos es el que tiene mayor energía cinética?
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………
Transformaciones de la energía - cadenas de transformaciones
La energía potencial se manifiesta de diferentes formas y también se transforma en
otros tipos de energías.
Energía sonora Energía cinética
Energía térmica Energía térmica
Energía potencial
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Por ejemplo:
Un explosivo tiene energía potencial química que se transforma en calor, luz y
energía cinética al ser detonado.
Un martillo a una cierta altura tiene energía potencial, si cae gradualmente esa
energía potencial se ira transformando en cinética. El roce con el aire le hará
perder energía térmica.
El sonido provocado al tocar el suelo también es energía potencial
transformada, el suelo se calienta.
La energía potencial de una piedra al caer se transforma en energía cinetica.
Actividad
1) En las siguientes situaciones, señale que trasformaciones de energía se
producen
Un joven estira su arco, lo tensa y la flecha sale con gran velocidad.
La energía potencial elástica del arco tensado se transfiera a la fecha y se
transforma en……………………………………………………………..
Doña Marta enchufa la licuadora en el tomacorriente y la cuchilla comienza a
girar rápidamente licuando.
La energía eléctrica disponible en el toma corriente se convirtió
en…………………………………de la cuchilla.
Cuando uno se baña en la ducha, el agua baja desde la regadera al piso.
La energía Epg del agua se transforma en energía………………………. a
mediad que va cayendo.
En la naturaleza se producen constantemente transformaciones de energía, es decir
cantidades de energía que pasan de una forma a otra.
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Cambios de Estado de la Materia
En determinadas condiciones de temperatura y presión, una sustancia se presenta en
un estado físico determinados, pero si se modifican las condiciones, esta puede pasar
a un nuevo estado físico.
Por ejemplo:
En muchas ocasiones habrá sacado un cubito de hielo de la heladera y lo dejo afuera.
¿Que sucedió?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
Esto sucede porque:
Si un sólido recibe mayor temperatura, sus partículas (o moléculas) se moverán más
rápidamente (aumenta la energía cinética). Las fuerzas de atracción disminuyen y las
moléculas empiezan a desplazarse. Entonces la sustancia se ha convertido en
líquido.
Cuando sacamos un cubito de hielo de la heladera y lo dejamos afuera, pasa
de estado sólido a estado liquido.
El cambio se denomina:
El punto de fusión es la temperatura en la que una sustancia pasa de estado sólido a
estado liquido.
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Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0° C. al colocar a hervir agua en una
tetera, ¿qué se puede observar al cabo de un rato?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
Esto sucede porque:
Si la temperatura sigue aumentando, las moléculas aumentaran aun mas su energía
cinética hasta que las fuerzas de atracción entre ellas disminuyan y, finalmente, las
moléculas puedan liberarse unas de otras. Ahora la sustancia está en estado
gaseoso.
Cuando calentamos aguan, al hervir, se forma vapor de agua. Para de estado
líquido a estado gaseoso. Cuando lavamos y colgamos la ropa para que se
seque, también el agua pasa de estado liquido a estado gaseoso.
El cambio se denomina:
Seguramente habrá visto lo que ocurre con los vidrios de un salón o habitación los
días de frio intenso. ¿Podría describir ese fenómeno?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
Esto sucede porque:
Si se disminuye la temperatura de la sustancia en estado gaseoso, disminuye la
energía cinética y las distancias entre las moléculas. Aumenta, entonces, la fuerza de
atracción pudiendo mantenerse unidas. La sustancia pasara al estado líquido.
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Cuando se empañan los vidrios en un día muy frio, el vapor de agua que hay
en el aire se condensa. Pasa de estado gaseoso a estado liquido.
El cambio se denomina:
¿Qué sucede al cabo de unas horas de colocar agua en el congelador?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
Esto sucede porque:
Si disminuye aun más la temperatura, al moverse más lentamente las moléculas, la
distancia entre ellas sigue disminuyendo. La fuerza de atracción aumentara hasta
llegar a ocupar posiciones fijas. La sustancia se ha convertido en un sólido.
Cuando colocamos agua en el congelador se forma hielo. Pasa de estado
liquido a estado sólido.
El cambio se denomina:
Los vendedores de helados llevan los helados dentro de un conservador con hielo
seco. ¿Ha observado que sucede con el hielo seco al dejarlo a la temperatura del
ambiente?………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
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El hielo seco a temperatura ambiente se transforma en gas sin pasar por el estado
líquido. Este paso de estado sólido a estado gaseoso, sin pasar por el estado liquido
se denomina sublimación. En consecuencia, a temperatura de ambiente el hielo
seco sublima.
Sublimación
Sublimación
También al proceso inverso se lo denomina sublimación, es decir, al paso de estado
gaseoso a estado sólido, sin pasar por el estado liquido.
Sublimación
Sublimación
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Propiedades físicas y químicas de la materia
Las propiedades físicas son las que se pueden determinar sin que haya cambio o
transformación en la materia, como el punto de ebullición, densidad, punto de fusión.
Por ejemplo: que el oro sea amarillo, que conduzca la electricidad y que se funa a
1063°C, son tres de sus propiedades físicas, ya que en la determinación de esas
propiedades no se forma ninguna sustancia nueva.
Las propiedades químicas son las que se manifiestan cuando hay cambio o
transformación en la materia, como la combustibilidad. Por ejemplo, cuando un
combustible como la madera se quema al combinarse con el oxigeno del aire, se
transforma (entre otras sustancias) en dióxido de carbono y vapor de agua.
Esta reacción de combustión es una propiedad química, ya que implica la formación
de nuevas sustancias.
Actividad
Responda verdadero o falso. Justifique la respuesta.
a. El cuerpo del nadador posee energía cinética cuando está a punto de lanzarse
del trampolín. V o F
Porque?.......................................................................................................................
....................................................................................................................................
....................................................................................................................................
b. La energía cinética del cuerpo aumenta al tirarse a la pileta. V o F
Porque?.......................................................................................................................
.....................................................................................................................................
...................................................................................................................................
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Sistemas Materiales
Es evidente que resulta imposible estudiar todo lo que nos rodea al mismo tiempo.
Por eso, necesitamos aislar de modo real o imaginario un cuerpo o un conjunto de
cuerpos para poder estudiarlos. Así, podemos analizar el agua de un rio, una muestra
de suelo, un cubito de hielo, un pedazo de madera, etc. Todas estas porciones
mencionadas, cuando son sometidas a un estudio experimental, reciben el nombre de
sistemas materiales.
Todo lo que rodea a un sistema material lo denominaremos universo o medio
ambiente.
Tipos de Sistemas Materiales
Los sistemas materiales se clasifican considerando distintos criterios, es decir, según
donde centremos nuestra observación:
Según los cambios de materia y energía con el medio ambiente.
Según las propiedades intensivas de la materia.
Clasificación de los sistemas materiales según su intercambio de
materia o energía con el medio ambiente.
Este criterio permite distinguir entre sistemas abiertos, cerrados y asilados.
Un sistema material es abierto cuando permite el intercambio de materia y
energía con el medio ambiente. Por ejemplo, si colocamos agua fresca en un
recipiente destapado, al cabo de un tiempo, el agua se va evaporando y pasa
al medio que la rodea, es decir que se produce un intercambio de materia con
el medio. Además varia su temperatura (adquiere la temperatura del ambiente)
debido a que se intercambia energía con el medio.
Un sistema material es cerrado cuando solamente puede intercambiar
energía con el medio ambiente. Por ejemplo, si el recipiente con agua estuviera
tapado, el agua no puede evaporarse al medio ya que se lo impide la tapa ( no
intercambia material). Pero si adquiere la temperatura del ambiente
(intercambia energía).
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Un sistema material es aislado cuando no intercambia materia ni energía con
el medio ambiente. Por ejemplo, si se coloca agua en un termo.
La realidad no siempre responde estrictamente a la definición. No existen paredes
absolutamente aislantes, que impidan totalmente el intercambio de energía con el
medio.
Actividad
1. complete el siguiente cuadro con la clasificación de sistemas
Sistema Material
Un sistema es abierto
cuando…………………………
……………………………………
……………………………………
……………………………………
Por ejemplo…………………
……………………………………
……………………………………
Un sistema
es……….cuando……………
……………………………………
……………………………………
……………………………………
……………Por ejemplo
……………………………………
……………………………………
……………………………………
Un sistema es ……………
cuando…………………………
……………………………………
……………………………………
……………………………………
Por ejemplo…………………
……………………………………
……………………………………
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2. Reflexione y luego responda.
Si pensáramos en el hombre como un sistema, ¿Qué tipo de sistema material, seria,
según la clasificación anterior?
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
Clasificación de los sistemas materiales según sus propiedades
intensivas
Sistema homogéneo. Se denominan así cuando
las propiedades y composición de la materia son
iguales en cualquier punto del sistema. No
presenta superficie de separación. Por ejemplo,
aire, alcohol disuelto en agua.
Sistema heterogéneo. Se denomina así cuando las
propiedades y composición de la materia no son iguales en
cualquier punto del sistema. Está formado por dos o más
porciones diferentes, separadas por superficies definidas
través de las cuales las propiedades cambian bruscamente.
Por ejemplo, aceite y agua, piedras y arena.
Un sistema puede ser homogéneo a simple vista y heterogéneo si lo observamos
detalladamente a través del microscopio. Por ejemplo, si observamos la sangre
humana con un microscopio vemos que tiene glóbulos rojos diferenciados del suero.
Por lo tanto, la homogeneidad y la heterogeneidad de un sistema serán establecidas
mediante el microscopio óptico. Con este instrumento se visualizan partículas muy
pequeñas (de hasta 10-4 cm de diámetro).
Aceite
Agua
Arena
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Actividad
1. Haga una lista de cinco ejemplos de sistemas heterogéneos que pueda
encontrar en su cocina.
………………………….. …………………………..… ………………………..
………………………….. ……………………………..
2. Los sistemas que aparecen en la columna de la izquierda del siguiente cuadro
son todos homogéneos.
Sistemas materiales Están formados por
Agua potable
Sal común
Aire
Sobre la base de su experiencia y los conocimientos que ha adquirido:
a. Complete la columna de la derecha con los componentes de cada sistema
b. Compare sus resultados con los de algún compañero de estudio.
c. De acuerdo a la clasificación de los sistemas materiales completar el siguiente
cuadro con ejemplos
Según la relación entre sistema Según sus propiedades intensivas
(materia/energía) y el medio ambiente
Abierto Cerrado Aislado Homogéneo Heterogéneo
……….. …………. …………. .. .……………… ………………..
……….. …………. …………. .. .……………… ………………..
……….. …………. …………. .. .……………… ………………..
Sistemas materiales
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Fases y componentes de un sistema material
Si observamos un sistema heterogéneo formado por sal común y arena como el de
las siguientes imágenes:
Mezcla
Sal común Arena
Se observa que hay porciones que tiene las mismas propiedades: las porciones
formadas por sal o aquellas formadas únicamente por arena. Y otras que tienen
distintas propiedades: la sal tiene propiedades distintas a la arena.
Las porciones que tienen las mismas propiedades, por definición, son sistemas
homogéneos, y se las denomina fases del sistema. En el ejemplo que se esta
analizando, el sistema tiene dos fases, una formada por la sal y la otra formada por la
arena. De esta manera, podemos decir que las fases de un sistema material son las
distintas porciones homogéneas que lo forman.
Los componentes del sistema son las distintas sustancias que lo constituyen.
Siguiendo el ejemplo, el sistema tiene dos componentes: la sal y la arena.
está formado por
que son las
formadas
por distintos
que son las
Sistema
Una o más fases Partes
Componentes Sustancias
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Se tiene un recipiente cerrado con agua en estado liquido, solido (hielo) y
gaseoso (vapor de agua) como la siguiente imagen:
¿Cuántas fases se observa en este sistema?
..........................................................................................................................................
...........................................................................................................................
¿Cuántos componentes tiene?
..........................................................................................................................................
...........................................................................................................................
Este sistema está formado por tres fases: agua líquida, hielo y vapor de agua. En
cambio, posee un solo componente: la sustancia agua.
Considerando el número de fases de un sistema material, podemos decir:
Sistema homogéneo: es aquel formado por una sola fase.
Sistema heterogéneo: es aquel formado por dos o más fases.
El siguiente cuadro resume las características de los sistemas materiales
homogéneos y heterogéneos:
Sistema Homogéneo Heterogéneo
Propiedades Iguales en todos los puntos Distintas en por lo menos dos puntos.
Fases Monofásicos: una sola fase Polifásicos: dos o más fases.
Componentes Uno o mas componentes Uno o más componentes.
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Actividad
1. Clasifique los siguientes sistemas en homogéneos o heterogéneos.
a. Tiza, sal y yerba………………………………………..
b. Agua azucarada………………………………………..
c. Clavo de hierro…………………………………………
2. Indique cuantas fases tienen cada uno de esos sistemas y cuales son:
a. …………………………………………………………………………
b. ………………………………………………………………………….
c. ………………………………………………………………………….
3. Indique cuanto componentes tiene y cuales son:
a. …………………………………………………………………………
b. ………………………………………………………………………….
c. ………………………………………………………………………….
Sustancias puras y soluciones
Considerando la cantidad de componentes que poseen los sistemas materiales
homogéneos, se los clasifica en sustancias puras y soluciones.
Según la cantidad de sus componentes
Las sustancias puras son aquellas que no se pueden fraccionar, esta formados por un
solo componente, por ejemplo, agua cobre, oxigeno, etc. Las sustancias puras
pueden ser simples o compuestas.
Sistemas homogéneos
Sustancias puras
Ejemplo: hierro
Soluciones
Ejemplo: agua azucarada
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Sustancias puras simples: están formadas por átomos iguales y no se
pueden descomponer en otras más sencillas. Ejemplo: carbono (C), oxigeno
(O2).
Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos.
Ejemplos: cloruro de sodio, sal común de mesa (NaCl), agua (H2O). Además se
pueden descomponer mediante proceso químicos. Por ejemplo, el agua (H2O)
se puede descomponer en hidrogeno (H2) y oxigeno (O).
Actividad
Dadas las siguientes sustancias, clasifíquelas en sustancias puras simples o
sustancias puras compuestas:
a. Acido muriático (HCl)…………………………………………………………
b. Nitrógeno (N)…………………………………………………………………..
c. Carbono (C) ……………………………………………………………………
d. Monóxido de carbono (CO)…………………………………………………..
Las soluciones son aquellos sistemas homogéneos que se pueden fraccionar; están
formadas por más de un componente. Por ejemplo, sal disuelta en agua, aire, etc. Por
un acuerdo, al componente que se encuentra en mayor proporción se lo llama
solvente y al /los que se encuentra/n en menor proporción se lo/s denomina soluto/s.
En el caso de la sal disuelta en agua, la sal es el soluto y el agua es el solvente. Las
soluciones más comunes en la vida cotidiana son las soluciones acuosas, es decir,
aquellas en que el solvente es el agua. En el cuerpo humano y en otros organismos
vivos, las reacciones se producen en un medio acuoso.
Actividad
Dadas las siguiente soluciones, indique el soluto y el solvente:
a. Fernet con cola………………………………………………………………
b. Agua con limón………………………………………………………………
c. Caldo disuelto en agua……………………………………………………….
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Resumen
Pueden ser
Tiene más de una Tiene una sola
Pueden ser
Forman las
Tienen un solo Tienen dos mas
Tiene uno o mas
Actividad
1. Clasifique los siguientes sistemas en homogéneos o heterogéneos
a. Arena y piedras…………………………………………………………..
b. Agua salada ………………………………………………………………
Luego indique cuantas fases tiene estos sistemas y cuales son
a. ……………………………………………………………………………..
b. ……………………………………………………………………………..
Sistemas Materiales
Heterogéneos
Fase Homogéneo
Sustancia Puras Soluciones
Componentes
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2. Clasifique los siguientes sistemas homogéneos en soluciones y sustancias
puras.
Escriba las palabras sustancia pura simple o sustancia pura compuesta, según
corresponda. En el caso de las soluciones, indique cual es el solvente y cuál es el
soluto.
Fosforo (P) Sal común disuelta en agua
Cloruro de sodio (NaCl)
Agua (H2O) Nitrógeno (N2) Azúcar disuelta en agua
Métodos de separación de fases y fraccionamiento de componentes
Tamización: se emplea para separar dos sólidos cuyas partículas son de
diferente tamaño. Por ejemplo: arena y piedras. Se utiliza un tamiz (colador). Las
partículas de mayor tamaño quedan retenidas en el tamiz y
dejan pasar a las de menor tamaño. Eso hacemos cuando
tamizamos harina.
Cuando vemos, las fases de un sistema si pueden separarse y se puede volver a
tener los componentes que lo forman. Según las características del sistema
heterogéneo que queramos separar, será el método de separación que se usará.
32
Filtración: permite separar un sólido en polvo de un líquido, utilizando como
material filtrante papel de filtro o arena, entre otros.
Esto sucede, por ejemplo, cuando filtramos el café para separarlo de la borra.
Frecuentemente, la filtración, constituye la primera etapa del tratamiento del
agua que llega a los hogares, ya que separa la materia solida contenida en el
agua.
Decantación: separa líquidos de diferentes densidades que no se mezclan
(no miscibles), para lo cual se utiliza la ampolla o embudo de
decantación. También se utiliza para separar un sólido de un
líquido.
Métodos de fraccionamiento
Destilación: consiste en calentar el sistema para lograr la evaporación de uno
de los componentes de la solución y luego condensar los vapores.
La destilación puede ser simple o fraccionada
Destilación simple se usa para separar un sólido de un líquido, por ejemplo
las sales de agua potable. (obtención de agua destilada).
33
Destilación fraccionada se utiliza para separar los componentes de una
solución formada por dos líquidos de distinto punto de ebullición, por ejemplo la
nafra del petróleo.
Uno de los métodos de fraccionamiento más empleados en la industria química,
alimentaria, farmacéutica y petroquímica es la destilación.
Tema 2: Tabla Periódica y Uniones Químicas
Ya se menciono que las cosas están constituidas de materia, esta tiene propiedades
como masa, peso y ocupan un lugar en el espacio. Por lo tanto se llega a la
conclusión que todos los cuerpos están hechos de materia. Pero surgen otros
interrogantes: ¿De qué está hecha la materia?, ¿Qué parte la forma?, que pasa
cuando porciones de materia se combinan entre sí? En esta unidad se estudiara la
composición mas interna de la materia, es decir, los átomos
¿QUE ES UN ÁTOMOS?
Los átomos son las unidades de materia.
Un átomo es una partícula más pequeña de un elemento químico que
aun mantienen las propiedades de dicho elemento.
Hoy se sabe que los átomos están formados por protones, neutrones y
electrones.
Los primeros en estudiar la composición de la materia fueron los griegos; a lo largo
del tiempo los científicos, intentaron explicar acerca de la estructura del átomo, de
esta forma surgieron diferentes teorías o modelos que detallan la estructura y
propiedades de los átomos. Entre los primeros y más representativo es el modelo de
J. Dalton, y a partir de este, se fueron mejorando a medida que se producían nuevos
descubrimientos y la tecnología disponible aumentaba; hasta llegar al actual modelo
de Schrödinger. A continuación se realiza una breve descripción de cada uno.
.
Teoría atómica de Dalton
En 1803, Dalton (1766-1844) formula su teoría atómica, con la que trataba de explicar
las leyes químicas conocidas hasta esta fecha. Dicha teoría fue admitida por los
34
hombres de ciencia hasta principios del siglo XX, en que, como consecuencia de
nuevos descubrimientos, surgió la necesidad de desarrollar nuevas teorías.
La teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes puntos:
La materia es discontinua. Está formada por partículas materiales
independientes llamadas átomos, los cuales son indivisibles.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí tanto en masa como
en propiedades físicas y químicas.
Los átomos de elementos diferentes son distintos en cuanto a masa y demás
propiedades.
Los compuestos se forman por la unión de átomos de los elementos
correspondientes, en una relación numérica sencilla.
Hoy se sabe que ninguno de estos postulados es completamente cierto; sin embargo,
Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la materia.
Modelo Atómico de Thomson
Fue reconocido en el mundo por dar las primeras luces sobre la
configuración de protones y electrones dentro de la estructura
del átomo. Mediante esta propuesta, Thomson sugirió que los
átomos eran uniformes y contenían carga positiva de forma
homogénea, con incrustaciones aleatorias de electrones dentro
de cada átomo.
Para describirlo, Thomson comparó su modelo con el budín de
ciruelas. Este símil se empleó posteriormente como un nombre
alternativo del modelo. Sin embargo, debido a varias inconsistencias (teóricas y
experimentales) sobre la distribución de las cargas eléctricas dentro del átomo, el
modelo de Thomson fue descartado en 1911.
Modelo Atómico de Rutherford
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de
electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y
con carga eléctrica positiva. Características:
El átomo posee un núcleo central pequeño, con
carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del
átomo.
35
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a
la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que
también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de
su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un
diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de
espacio vacío en la organización atómica de la materia.
Modelo Atómico de Bohr
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922 ) ,
propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres
postulados:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas
describiendo solo determinadas regiones conocidas como
orbitas.
En el átomo, los electrones se organizan en capas y, en
cada capa tendrían una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores y
después las superiores.
La distribución de los electrones en las capas la denominó configuración
electrónica.
Modelo Atómico de Schrödinger
El modelo atómico de Schrodinger es un modelo
cuántico no relativista. En este modelo los electrones se
contemplaban originalmente como una onda
estacionaria de materia cuya amplitud decaía
rápidamente al sobrepasar el radio atómico
Eliminó el concepto de los electrones como
esferas diminutas con cargas que giraban alrededor
de órbitas.
Representa la probabilidad de la presencia del electrón en orbitales.
36
Esquema de un Átomo
Tabla Periódica
¿QUÉ ES UN ELEMENTO QUÍMICO?
Es una sustancia pura que no puede ser descompuesta en sustancias más
simples mediante reacciones químicas.
Un elemento químico está formado por átomos, todos del mismo tipo, y se
caracteriza por su número atómico.
Los elementos químicos se representan mediante símbolo.
37
Tabla periódica de los elementos
Para identificar rápida e inequívocamente los elementos químicos, formular y nombrar
las sustancias químicas y plantear reacciones químicas, fue necesario crear una
simbología y una terminología de alcance universal más allá de los diferentes idiomas.
La tabla periódica de los elementos se le atribuye a Dimitri Mendeleiev; clasifica,
organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y
características; su función principal es establecer un orden específico agrupando
elementos.
La tabla periódica divide a los elementos en columnas denominadas grupos y en hileras o filas horizontales denominadas periodo. Los elementos de un mismo grupo tienen en general valencias semejantes lo que significa que sus características o propiedades son similares entre sí. Los elementos que pertenecen a un mismo periodo tienen propiedades diferentes pero masas similares.
Las filas que ocupan una posición fuera de la tabla periódica ocupan este lugar porque no pueden ser incluidas en los periodos 6 y 7.
Los elementos químicos se ordenan según su número atómico. Los elementos de una columna constituyen un grupo (18). Los elementos de una fila horizontal constituyen un periodo (7).
38
Los grupos a su vez se dividen en tres grandes grupos:
Elementos Representativos
Elementos de transición
Elementos de transición interna
Elementos Representativos (se representan con A)
Comprenden los elementos marcados como A.
Van de 1A al 8ª.
Incluye metales y no metales (metaloides).
Clasificados en ocho grupos o familias.
Cada grupo o familia presenta propiedades físicas y químicas similares.
Elementos de transición (se representan con B)
Se representan con la letra B.
Van de la serie IB a la VIIIB.
Organizados en 4 series.
Todos los elementos son metales.
Son duros resistentes.
Brillantes, dúctiles y maleables.
Se caracterizan por formar compuestos coloreados.
Se encuentran las triadas.
39
Elementos de transición interna
Constituido por 2 series horizontales de 14 elementos cada una.
Se ubican en el 6 y 7 periodo.
Todos son metales.
La 1° serie se localiza después del lantano: Lantánidos.
La 2° serie se localiza después del actinio: Actínidos.
Propiedades periódicas
Radio atómico
Se mide en angstroms ( = 10-12 m) y se determina
experimentalmente. Disminuye de izquierda a derecha en
un período, por la atracción que ejerce el número creciente
de protones sobre los electrones, y en un grupo aumenta de
arriba hacia abajo, ya que en ese sentido aumenta el
número cuántico principal y, por lo tanto, el tamaño de los
orbitales.
40
Energía de ionización
Es la energía necesaria para convertir a un átomo en
estado gaseoso en un catión. Aumenta de izquierda a
derecha por el aumento del número de protones y de
abajo hacia arriba, en un grupo, porque los átomos se
hacen más pequeños y los electrones son más
fuertemente atraídos.
Electronegatividad
Es la tendencia del átomo a captar electrones cuando participa de una reacción química. Al flúor, el elemento más electronegativo, se le asigna un valor arbitrario de electrones de 4,0. Aumenta de izquierda a derecha en un periodo, y de abajo hacia arriba, en un grupo.
Afinidad electrónica
Es la energía desprendida cuando un átomo gaseoso y neutro en su estado fundamental capta un electrón. En un grupo aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo aumenta de izquierda a derecha.
Actividad
1. Responda las siguientes preguntas relacionadas con la distribución e interpretación de la tabla periódica.
¿Qué nombre reciben las filas horizontales de la Tabla periódica? a) Filas b) Rayas c) Grupos d) Periodos e) Columnas
41
¿Y las filas verticales? a) Filas b) Rayas c) Grupos d) Periodos e) Columnas
2. ¿Qué nombre reciben los elementos de la parte media de la Tabla periódica?
a) Metales b) Elementos c) Transuránidos d) Grupo principal e) Elementos de transición
3. ¿En un periodo, el radio atómico?
a) No cambia b) Cambia al azar c) Normalmente aumenta d) Normalmente disminuye e) Crece y disminuye alternativamente
4. ¿En un grupo, el potencial de ionización?
a) Aumenta b) No cambia c) Disminuye d) Cambia al azar e) Crece y disminuye alternativamente
5. Los elementos de transición interna:
a) Son radiactivos b) No son radiactivos c) Tienen el mismo color e) No pueden situarse en la Tabla periódica
6. Ordene razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a mayor teniendo en cuenta: su radio atómico, electronegatividad y afinidad electrónica.
42
Uniones Químicas
Los átomos siempre se unen formando grupos que resultan más estables que el
átomo aislado. Estas uniones se producen por la acción de fuerzas electrostáticas
entre núcleos y electrones. Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que
mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas. Cuando un átomo se une a otro,
toma, entrega o comparte uno o más electrones para formar una estructura estable.
Gilbert Lewis y Walter Kossel propusieron la teoría del octeto: “Todos los átomos
tienden a poseer la estructura del gas noble más cercano a la tabla periódica,
adquiriendo así su máxima estabilidad. Es decir que tienden a completar su
último nivel de energía con ocho electrones”.
Existe tres tipos de uniones entre átomos: iónica, covalente y metálica. El tipo de
unión que se presenta en un determinado compuesto dependerá de la
electronegatividad de los átomos que interviene, o sea, de capacidad para atraer
electrones.
Enlace iónico
El enlace iónico ocurre entre metales y no metales: uno o más electrones del átomo
metal se transfiere al átomo no metal (más electromagnético). De esta forma se
forman los compuestos iónicos, es decir, constituidos por iones (átomos con carga
eléctrica).
Los iones cargados positivamente se llaman cationes y los cargados negativamente,
aniones. Por ejemplo, el cloruro de sodio es una sal formada por la unión de átomos
de cloro y sodio que forman los iones Na+ y Cl-.
43
Los iones se organizan en redes cristalinas tridimensionales, de modo que cada anión
se encuentra rodeado de cationes, y viceversa. De este modo, las fuerzas de
atracción entre iones de diferente carga son máximas, mientras que las de repulsión
entre iones de igual carga son mínimas.
Lewis creó una formula simplificada para representar estos compuestos, en la cual se
indican como puntos o cruces solo los electrones de la ultima capa. Se llaman
estructuras de Lewis. Por ejemplo la estructura de Lewis para el cloruro de sodio es:
Propiedades
Son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua.
Como los electrones se encuentran retenidos dentro de la estructura cristalina,
no conducen la corriente eléctrica. Sin embargo, si se disuelven en agua, los
electrones se liberan de la red y la sustancia se vuelve conductora.
Enlace covalente
Este enlace se da entre los no metales. La unión se produce cuando dos átomos
comparten sus electrones. Cada par compartido se considera una unión covalente.
Existen varios tipos de enlaces covalentes:
Enlace covalente común: los electrones que intervienen son aportados por
ambos átomos participantes.
44
Enlace covalente dativo o coordinado: el par de electrónico compartido es aportado por uno de los átomos que interviene en la unión.
Propiedades
Casi ninguna sustancia conduce la corriente eléctrica.
Forman moléculas de diferentes tamaños y, en algunos casos, redes cristalinas
covalentes, como el grafico y el diamante.
Tienen puntos de fusión y ebullición variables, que dependen de las fuerzas de
atracción entre las moléculas.
Enlace metálico
El enlace metálico ocurre entre metales. Se forman redes metálicas en las que
participan cationes, electrones libres y átomos sin ionizar, pero nunca aniones.
Los cationes se rodean de electrones libres que van pasando de los átomos neutros a
los cationes.
Propiedades
Son muy buenas conductoras de la electricidad por la presencia de electrones libres en su estructura.
Presentan brillo metálico porque reflejan la luz que inciden en ellos.
45
Son maleables (pueden formas laminas delgadas) y muy resistentes a la tensiones.
Sus puntos de fusión y ebullición son variables, pero menores que en los compuestos iónicos.
Tipos de enlace – Resúmen
Actividad
1. Que es un enlace químico?
2. Porque se forman los enlaces químicos?
3. Que característica presenta la Teoría del octeto?
4. Sustancias iónicas:
a. En qué tipo de átomos se presentan?
b. En qué consiste?
c. Que estructura presentan las sustancias?
46
d. Que propiedades más significativas presentan?
5. Enlaces covalentes ¿Qué estructura presentan estas sustancias?
6. Enumere las propiedades más significativas de los enlaces covalentes
7. Entre qué tipo de átomos se presenta un enlace metálico?
a. Que estructura presentan estas sustancias?
b. Que propiedades más significativas presentan?
Tema3: Nomenclatura. Balanceo de Ecuaciones
Nomenclatura
La nomenclatura química (del latín nomenclatura) es un conjunto de reglas o formulas
que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos.
Existen tres tipos de nomenclaturas que nos permiten nombrar los compuestos
químicos inorgánicos:
Nomenclatura Sistemática: Normas propuesta por la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada IUPAC. Utiliza prefijos griegos para indicar el número de
átomos en la fórmula. Por ejemplo:
47
Nomenclatura de Stock: Cuando el elemento tiene más de una valencia, se indica mediante números romanos.
Nomenclatura Tradicional: Utiliza prefijos y sufijos para indicar las distintas valencias de los elementos. Por ejemplo:
Además, se debe tener en cuenta que algunos elementos cambian su raíz:
Formulación: Se escribe el símbolo químico del elemento X, seguido del subíndice n que indica el número de átomos que contiene la molécula (Xn) Los átomos aislados pueden considerarse moléculas monoatómicas y para simplificar se omite en ellas el subíndice n=1, pues su presencia se sobreentiende.
48
Ejemplos:
a.
b.
49
Compuestos Binarios:
Óxidos: son combinaciones del oxígeno con un metal. El oxígeno es el
elemento más reactivo de la Tabla Periódica. Se combina con casi todos los
elementos químicos para dar óxidos. El oxigeno tiene valencia 2 (se combina
con dos átomos vecinos). Ejemplo:
Nomenclatura de IUPAC:
Se los nombra de derecha a izquierda.
Consiste en nombrar el número de cada átomo con prefijos numéricos.
Prefijo + átomo derecha del prefijo + átomo izquierda.
Ejemplo:
Formulación:
Nomenclatura de Stock:
Indica entre paréntesis y en números romanos la valencia del elemento que
contenga el oxido (el elemento de la izquierda).
En el caso que el elemento tenga una única valencia se puede omitir el
número.
Oxido de elemento (I, II, III , IV, V, VI, VII).
Ejemplo:
Formulación:
50
Ejemplos:
Hidruros metálicos: Formados por la unión del hidrógeno y un metal. Si el
hidrógeno se combina con un metal, y tiene una sola valencia se nombran con
las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las
demás nomenclaturas que igual que en el óxidos, lo único que en vez de óxido
se pone hidruro.
Ejemplos:
51
Formulación: se escribe primero el símbolo del elemento metálico y luego el del
hidrógeno (debido a que es más electronegativo que los metales), con sus
correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, es decir, se coloca como
subíndice del hidrógeno la valencia del metal, y en este, la del hidrógeno.
Ejemplo:
Hidruros no metálicos:
Estos compuestos binarios están constituidos por hidrógeno y un no metal. El
hidrógeno siempre usa valencia +1. Muchos de ellos tienen nombres especiales de
uso más generalizado que los sistemáticos:
En este grupo también se encuentran los hidruros no metálicos que forman disolución
ácida en agua, se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado
puro. Son los formados por S, Se, Te, F, Cl, Br e I. Si están puros se nombran de la
forma -uro de hidrógeno y si están disueltos, ácido –hídrico:
52
En la siguiente tabla se muestra ejemplos de estos compuestos según nomenclatura
sistemática y tradicional:
Formulación: en primer lugar se escribe el símbolo del elemento que aparece antes
en la lista, con sus correspondientes valencias. Se intercambian las valencias, que se
colocan como subíndices.
53
Sales: Las sales con compuestos binarios que están formados por la
combinación de un elemento no metálico (que aporta la valencia negativa) y un
compuesto metálico (que aporta la valencia positiva); exceptuando el oxígeno y
el hidrógeno que forman óxidos e hidruros, respectivamente.
Sales neutra: se forma por la combinación de un metal más un no metal. La
sal es compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva)
enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto de una
reacción química entre una base y un acido, la base proporciona el catión y el
ácido el anión. En la siguiente tabla se muestra ejemplos de estos compuestos según
nomenclatura:
Formulación: el símbolo del elemento menos electronegativo se escribe en primer
lugar, seguido del más electronegativo, con sus correspondientes valencias. Se
intercambian las valencias, que se colocan como subíndices. Si se puede, se
simplifican los subíndices. Estos deben ser números enteros y el subíndice 1 no se
escribe.
54
Sales Acidas: provienen de una sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido que
tenga varios, obteniéndose una fórmula del tipo:
Nomenclatura: Igual que la sal neutra pero anteponiendo la palabra hidrógeno,
indicando con los prefijos el nº de átomos del mismo.
Formulación: se escribe primero el nombre del catión y, a continuación, el nombre
del anión que contiene algún hidrogeno, intercambiándose como subíndices los
números que indican su carga:
55
Iones: Los iones son átomos cargados eléctricamente. Los metales suelen perder
electrones formando iones con carga positiva denominados cationes. Los no metales,
en cambio, suelen captar electrones formando iones negativos conocidos como
aniones.
Cationes: un catión es un átomo o grupo de átomos con carga positiva. Los
cationes no son sustancias, pero, junto con los aniones, forman parte de las
sustancias iónicas.
Para nombrar estas “especies químicas” basta anteponer la palabra catión o ion al
nombre al nombre del elemento.
En los casos en que el átomo puede adoptar distintos estados de oxidación se indica
entre paréntesis. Algunos ejemplos son:
Hay bastantes compuestos –como, por ejemplo, el amoníaco– que disponen de
electrones libres, no compartidos. Estos compuestos se unen al catión hidrógeno,
para dar una especie cargada positivamente. Para nombrar estas especies cargadas
debe añadirse la terminación –onio tal como se ve en los siguientes ejemplos:
Aniones:
Se llaman aniones a las “especies químicas” cargadas negativamente. Los aniones
más simples son los monoatómicos, que proceden de la ganancia de uno o más
electrones por un elemento electronegativo.
56
Para nombrar los iones monoatómicos se utiliza la terminación –uro, como en los
siguientes ejemplos:
Los aniones poliatómicos se pueden considerar como provenientes de otras
moléculas por pérdida de uno o más iones hidrógeno. El ion de este tipo más usual y
sencillo es el ion hidroxilo (OH–) que procede de la pérdida de un ion hidrógeno del
agua.
Sin embargo, la gran mayoría de los aniones poliatómicos proceden –o se puede
considerar que proceden– de un ácido que ha perdido o cedido sus hidrógenos.
Para nombrar estos aniones se utilizan los sufijos –ito y –ato según que el ácido de
procedencia termine en –oso o en –ico, respectivamente.
A menudo, para “construir” el nombre del anión, no se reemplazan simplemente las
terminaciones oso-ico por ito-ato, sino que la raíz del nombre se contrae. Por ejemplo,
no se dice iones sulfurito y sulfurato sino iones sulfito y sulfato.
57
Actividad
1. Complete la siguiente tabla:
2. Complete la siguiente tabla con nombre del compuesto o su fórmula según
corresponda:
58
Ecuaciones químicas. Igualación de ecuaciones química
En el Universo la materia está sometida a una dinámica de cambio permanente. A
diferencia de los cambios físicos, como la evaporación del agua o la disolución de la
sal común, (que no implican modificaciones en la composición de la materia); los
cambios químicos se suceden por transformación de una o más sustancias en otra u
otras diferentes, por ejemplo, la combustión de la nafta de un automóvil, la
preparación de caramelo, la fotosíntesis o la obtención de hierro a partir de los
minerales. Todos estos cambios químicos se producen mediante reacciones
químicas (suceden tanto en la naturaleza como en el ser humano).
Reacción química, es la transformación de una o más sustancias iniciales
(reactivos) en una o más sustancias finales (producto);”originando no solo el cambio
de la composición de la materia, sino también una variación en el contenido total de la
energía del sistema”.
El intercambio de energía en una reacción suele manifestarse en forma de energía
térmica, eléctrica o lumínica.
Una ecuación química es una representación simbólica escrita de una reacción
química. El o los químicos reactivos figuran al lado izquierdo y el o los químicos que
se producen figuran al lado derecho. En general se presentan de esta manera:
Por ejemplo, la oxidación del aluminio por combinación con el oxigeno se simboliza de
la siguiente manera:
4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)
¿Qué indican los números escritos delante de la formula de los reactivos y de los
productos? La cantidad de moléculas, átomos o compuestos iónicos que intervienen
en la reacción.
En el ejemplo anterior, 4 átomos de aluminio (Al) se combina con tres moléculas de
oxígeno ( O2 ) para dar dos moléculas de trióxido de aluminio (Al2O3 ).
Notaciones más comunes en las ecuaciones químicas y su significado:
A + B C + D Reactivo
Producto “Se combina con” “ Y ”
59
Símbolo Significado
(s) Sólido
(l) Liquido
(g) gaseoso
(aq) En solución acuosa
O Calor
h .v Luz
Se desprende
Precipita
(…….)
Sobre la flecha se suele escribir ciertas condiciones bajo las que ocurren las reacciones, por ejemplo, en presencia de luz, con calor, etc.
Tipos de reacciones químicas
a. Reacciones de combinación o síntesis: dos o más reactivos se combinan
para formar un único producto. A + B C
Por ejemplo, el pentóxido de fosforo reacciona con el agua para dar acido
fosfórico.
P2O5 + 3 H2O 2 H2PO4
b. Reacciones de descomposición: un reactivo se descompone en dos o más
productos.
A B + C
Por ejemplo, el agua oxigenada se descompone para dar agua y oxigeno:
2 H2O2 2 H2O + O2
c. Reacciones de desplazamiento o sustitución: se reemplazan átomos al
transformarse los reactivos en productos.
AB + CD AC + BD
Las reacciones de precipitación y de neutralización son dos ejemplos de est
tipo de reacciones. Cuando el yoduro de potasio reacciona con el nitrato de
plomo, se produce un precipitado color amarillo de yoduro de plomo:
60
2 KI + Pb(NO3)2 PbI2 + 2 KNO3
Cuando el acido clorhídrico reacciona con el hidróxido de aluminio se forman la
sal cloruro de aluminio y agua:
3HCl + Al (OH)3 AlCl3 + 3H2O
d. Reacciones de oxido de reducción o redox: los reactivos intercambian
electrones. Por ejemplo, el acido clorhídrico “ataca” al hierro produciendo
cloruro férrico con desprendimiento de hidrogeno.
2Fe + 6 HCl 2 FeCl + H2 (g)
Balanceo de ecuaciones
La ley de la conservación de la materia afirma que ningún átomo puede crearse o
destruirse en una reacción química, así que el número de átomos que están
presentes en los reactivos tiene que ser igual al número de átomos presentes en los
productos.
Métodos para balancear ecuaciones químicas:
1. Balanceo tradicional:
C3H8 + O2 --> H2O + CO2.
Esta reacción ocurre cuando el propano (C3H8) se quema en la presencia de
oxígeno para producir agua y dióxido de carbono.
2. Anotar el número de átomos por cada elemento que tengas a ambos lados de
la ecuación. Observa los subíndices junto a cada átomo para encontrar el
número de átomos en la ecuación:
Lado izquierdo: 3 de carbono, 8 de hidrógeno y 2 de oxígeno.
Lado derecho: 1 de carbono, 2 de hidrógeno y 3 de oxígeno.
3. Siempre dejar el hidrógeno y el oxígeno para el final.
4. Si tienes más de un elemento que quede por balancear, elige el elemento que
aparece en una sola molécula de reactivo y en una sola molécula de producto.
Esto significa que tendrás que balancear los átomos de carbono primero.
61
5. Agrega un coeficiente al átomo de carbono a la derecha de la ecuación para
balancearlo con los 3 átomos de carbono a la izquierda de la ecuación.
C3H8 + O2 --> H2O + 3CO2
El coeficiente 3 delante de carbono al lado derecho indica 3 átomos de
carbono, tal como el subíndice 3 al lado izquierdo indica 3 átomos de
carbono.
En una ecuación química, puedes cambiar de coeficientes, pero nunca
debes alterar los subíndices.
6. Balancea los átomos de hidrógeno como siguiente
paso. Tienes 8 al lado izquierdo, así que necesitarás 8 al
lado derecho.
C3H8 + O2 --> 4H2O + 3CO2
Al lado derecho, has agregado ahora un 4 como el coeficiente porque el
subíndice muestra que ya tenías 2 átomos de hidrógeno.
Cuando multiplicas el coeficiente 4 por el subíndice 2, obtienes 8.
Los otros 6 átomos de oxígeno vienen de 3CO2. (3 x 2 = 6 átomos de oxígeno
+ los otros 4 = 10).
7. Balancea los átomos de oxígeno.
Debido a que has agregado coeficientes a las
moléculas al lado derecho de la ecuación, el número
de átomos de oxígeno ha cambiado. Ahora tienes 4
átomos de oxígeno en las moléculas de agua y 6
átomos de oxígeno en las moléculas de dióxido de
carbono. Esto da un total de 10 átomos de oxígeno.
Agrega un coeficiente de 5 a la molécula de oxígeno al lado izquierdo de la
ecuación. Ahora tienes 10 átomos de oxígeno a cada lado:
C3H8 + 5O2 --> 4H2O + 3CO2.
Los átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno están
balanceados. Tu ecuación está completa.
62
Actividad
Balancear las siguientes ecuaciones:
Ecuación Ecuación balanceada
Na 2 CO 3 + HCl ---> NaCl + CO 2 + H 2 O
Mg 3 N 2 + H 2 O ---> MgO + NH 3
C 5 H 12 + O 2 ---> CO 2 + H 2 O
Zn + HCl ---> ZnCl 2 + H 2
Ca (OH) 2 + H 3 PO 4 ---> Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O
Tema 4: Soluciones
Estequiometria: se refiere a las relaciones numéricas entre gramos, moles y
partículas elementales en una reacción química.
En el lenguaje químico internacional la expresión de una reacción química se llama
ecuación química y muestra de una forma sintética lo que ocurre en la transformación.
La ecuación química de toda reacción química muestra:
1. Los reactivos y los productos de la reacción mediante sus respectivas
fórmulas o símbolos químicos.
2. Los coeficientes estequiométricos que proporcionan las cantidades relativas
que intervienen en la reacción química con objeto de hacer cumplir la ley de
conservación de la masa (ley de Lavoisier, la masa total de las sustancias que
reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción que se
obtienen) Para ello, delante de cada fórmula o símbolo químico de cada
sustancia que interviene en la ecuación de la reacción, se coloca un número,
llamado coeficiente estequiométrico, que es proporcional al número de
moléculas, átomos o iones de cada sustancia.
Se llama relación estequiométrica de una ecuación química a la relación entre los
coeficientes estequiométricos de la reacción química y ajustar una ecuación química
es una tarea que consiste en encontrar los coeficientes estequiométricos de la
ecuación química de una reacción química.
63
Esta relaciones en toda ecuación química puede ser entre: mol-mol; mol-gramos;
gramos-gramos; mol-volumen; volumen-gramos; volumen-volumen y también entre,
entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos.
Mol: es la unidad que para mide la una magnitud denominada cantidad de
sustancia. Por lo tanto un mol es la cantidad de sustancia que contiene
6,02.1023 partículas elementales (número de Avogadro, NA). Ejemplo, un mol
de átomos de hierro contiene 6,02.1023 átomos de hierro.
Masa molar o masa de un mol: se expresa en gramos/mol (g/mol)y coincide ,
para cualquier tipo de átomo, con la masa atómica relativa (Ar) expresada en
gramos. Por ejemplo para el azufre, la masa molar es de 32 g/mol. Pero en el
caso de una molécula o un compuesto iónico, la masa molar coincide con la
masa molecular relativa (Mr) expresada en gramos. Por ejemplo el agua
presenta una masa molar de 18g/mol.
Se aplica la siguiente fórmula para calcular la cantidad de moles (n) de
moléculas, átomos o compuestos iónicos hay en una masa (m) de una
sustancia:
mgM
gmmoln
/
Recordar:
Ejemplo:
¿Cuántos moles de cloruro de sodio hay en 117g de esta sustancia? (M=58,5g).
Aplicando la formula: molesmolg
gn 2
/5,58
117
En el caso que estos 2 moles de NaCl se encontraran disueltos en 2 litros de H2O.
¿Cómo se calcula la concentración de la solución? Una forma de expresar la
concentración de un soluto en una solución es mediante la molaridad, que representa
el” número de moles de soluto por litros de solución”.
m: masa de una sustancia
M: masa molar
n: cantidad de sustancia
64
Continuando con el ejemplo, la concentración del NaCl será de 2 moles/litro o 2
molar (2M).
Actividad
¿Cuántos moles de partículas (moléculas, átomos, etc.) hay en:
a. …34 g de NH3 ?
b. …234 g de NaCl?
c. ….3,6 g de C?
¿Qué información nos da una ecuación química?
N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
1 molec. de N2 + 3 molec. de H2 2molec. de H3
2 át. De Nitróg. + 6 át. De Hidróg. 2át. De Nit. Y 6 át.de Hid.
28 uma de N2 + 6 uma de H2 34 uma de NH3
A nivel microscópico: se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo. Se puede hacer relaciones cruzadas.
Además 28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de hidrogeno para dar 2 moléculas
de NH3.
A nivel macroscópico: se puede hacer relaciones cruzadas. Pero no mezclar lo microscópico con el nivel macroscópico.
N2 (g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
1 molec. de N2 + 3 molec. de H2 2Molec. de H3
6,022 x1023 3x 6,022 x1023 2x 6,022 x1023
molec. de N2 molec. de H2 molec. de NH3
28 g de N2 6g de H2 34 g de NH3
Recordar: La relación entre la unidad de masa atómica, u, y la masa en gramos, g, es: 1 u = 1,6606 · 10-24 g
Cálculos estequiométricos
“Para resolver los problemas de estequiometria, lo primero que se debe hacer el
balancear la ecuación química, para asegurar un resultado correcto”.
65
Relaciones entre moles en una ecuación química
CH4 + 2 O2 2H2O + CO2
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno es 2, el del dióxido de carbono es 1 y el
del aguan es 2. Por lo tanto:
1 mol + 2 moles 2 moles + 1 mol
¿Cuántos moles de agua se obtendrán a partir de 3,5 moles de metano según la
reacción anterior?
1 mol CH4 2 moles de H2O
3,5 moles de CH4 x= (3,5 . 2)/1 = 7 moles de H2O
Relaciones entre masas en una ecuación químicas
En una reacción química la masa total de los reactivos es siempre igual a la masa
total de los productos.
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O(g)
2 moles + 1 mol 2 moles
4g de H2 + 32 g de O2 36 g de H2O
Volumen molar de un gas
Hipótesis de Avogrado (1822) “en las mismas condiciones de presión y temperatura,
volúmenes iguales de distintos gases tienen igual número de partículas (moléculas)”.
Por lo tanto es el volumen que ocupa un mol de moléculas de cualquier gas (ideal) en
condiciones normales de presión y temperatura (CNPT, 1 atm y 0°C):
22,4 L/mol (el número exacto es 22,414L/mol)
Relaciones entre volúmenes en una ecuación química
Es sólo válida para sustancias en estado gaseoso.
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)
2H2 + O2 2 H2O
2 moles + 1 mol 2 moles
Entonces: 2H2 + O2 2 H2O
44,8 L + 22,4 L 44,8 L
66
¿En condiciones normales, ¿Cuántos gramos de agua se formaran a partir de 11,2
litros de hidrógeno?
2H2(g) + O2 (g) 2 H2O(g)
Si 2 moles de H2 producen 2 moles de H2O
Entonces: 1 mol de H2 ocupa 22,4L, por lo tanto 11,2 L de H2
corresponden a 0,5 moles
Por lo tanto: 1 mol de H2O equivale a 18 g de H2O
0,5 moles H2O 9 g.
Ejemplo: para la reacción
CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 (g) + H2O
a. ¿Qué masa de CaCO3 se necesita para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT?
1°. Verificar si la ecuación química esta balaceada.
2°. ¿Cual es el peso del mol de cada reactivo?
CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 (g) + H2O
100,09g/mol + 36,46 g/mol 110,98 g/mol + 44,01 g/mol + 18,11 g/mol
100 + 2 x 36,46 111 + 44 + 18
3°. ¿Como es la relación de peso y volumen para el CO2 (g)?
22,4L equivalen a 1 mol ----------- 44g
5,12 L equivales a 0,229 mol --------- 10,05 g
4°. ¿Cómo es la relación de peso y volumen para el CO2 (g) y el CaCO3 ?
44g (o 22,4L) se obtienen con 1 mol o 100 g
5,12 L se obtienen con 22,85g
a. ¿Qué masa de CaCO3 se necesita para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT?
b. ¿Cuántas moléculas de HCl van a reaccionar?
c. ¿Cuál será el número de moles de CaCl2 obtenido?
67
Soluciones químicas:
Son mezclas homogéneas que están formadas básicamente por dos componentes
uno es el soluto y el otro es el solvente; que se mezclan en proporciones variables; sin
cambio alguno en su composición, es decir no existe reacción química. . La masa total
de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.
Soluto + Solvente = Solución
Soluto: es la sustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y siempre se encuentra
en menor proporción, ya sea en peso o volúmen. En una solución puede haber varios
solutos. Según la naturaleza del soluto se debe el color, el olor, el sabor y la
conductividad eléctrica de las disoluciones. El soluto da nombre a la solución.
Solvente o disolvente: es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y se
encuentra en mayor proporción. Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y
amoniaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono). En las soluciones
liquidas se toma como solvente universal al agua debido a su alta polaridad. El
solvente da el aspecto físico de la solución.
Concentración de una solución
Concentración: es la relación entre la cantidad de sustancia disuelta (soluto) y la
cantidad de disolvente. Se expresa cuantitativamente en unidades físicas y unidades
químicas, considerándose también la densidad y el peso molecular del soluto.
Concentración en unidades físicas
Porcentaje masa en masa (%m/m o % p/p); indica la masa de soluto en
gramos, presente en 100 gramos de solución.
Xg soluto 100 g solución
Ejemplo: una solución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70g de
solvente. Expresar la solución en % p/p.
Soluto + solvente solución
20 g + 70g 90 g
90 g solución 20 g de azúcar
100g solución X= 22,22%p/p
68
Porcentaje masa en volumen (% m/v o %p/v): indica la masa de soluto en
gamos disuelto en 100 mil de solución.
Xg soluto 100 ml solución
Ejemplo: una solución salina contiene 30 g de NaCl en 80 ml de solución. Calcular su
concentración en %p/v.
80 mL solución 30g NaCl
100 mL solución x = vpmL
mLg/%5,37
80
100.30
Porcentaje en volumen (%v/v): indica el volumen de soluto, en ml, presente
en 100 ml de solución.
X ml soluto 100 ml solución
Ejemplo: calcular la concentración en volúmen de una solución alcohólica, que
contiene 15 mil de alcohol disueltos en 65 ml de solución.
65 mL solución 15 mL alcohol
100mL solución vvmL
mLmLx /%23
65
100.15
Concentracion común (g/L): indica la masa de soluto en gramos, presente en
un litro de solución ( 1L = 1000 ml, por lo que es lo mismo decir, mg/ml).
Xg soluto 1L o 1000 ml solución
Ejemplo: una solucion de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución. Calcular su
concentracion en gramos por litro.
80 mL solución 10 g KCl
100mL solución LgmL
mLgx /125
80
1000.10
Partes por millón (ppm): son los miligramos de soluto disueltos en 1000 ml o
1 litro de solución. (1 g = 1000 mg).
Xmg soluto 1000 mL solución
69
Ejemplo: calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85 g de
KNO3 disueltos en 670 mL de solución.
1. Transformar los gramos a miligramos: 1g ---------1000 mg entonces x = 850 mg
2. Teniendo los miligramos se calcula los ppm de la solución
670 mL solución 850mg KNO3
100mL solución ppmmL
mLmgx 65,1268
670
1000.850
Concentración en unidades químicas
Molaridad (M): indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de
solución.
X mol 1 L o 1000 ml solución
soluciónLV
omoldesolutM
)(
Ejemplo: calcular concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl
en 7 litros de solución.
Solucion1:
7 L 7,2 mol
1L x = 1,02 mol
Recordar:
)/(
)(
molgMM
gmn
soluciónLVmolgMM
gmM
soluciónLV
omoldesolutM
)()./(
)(
)(
70
Ejemplo: calcular la concentración molar de una solución de HCl que contiene 73 g en
50ml de solución (Masa molar = 36,5 g/mol).
LVPM
gmasaM
(.
)( M
Lmolg
gM 4
)(5,0)./(5,36
)(73
Molalidad: es el número de moles de soluto disueltas en un kg de solvente:
)(Kglventemasadediso
utomolesdesolMolalidad
Ejemplo: calcular la concentración molar de una solucion de HCl que contiene 73g en
500 ml de Agua (solvente) . Masa molar = 38,5 g/mol) y densidad del agua : 1g/ml.
)/(
)(
molgMM
gmn
Si N° moles de HCl presente en 500 ml de agua. ¿Cuántos moles de HCl
habrá en 1 kg de solvente?
Solubilidad: es la máxima cantidad de un soluto que puede disolverse en una
determinada cantidad de solvente a una temperatura dada. La solubilidad
depende de la temperatura, presión y naturaleza del soluto y solvente.
La solubilidad puede expresarse en:
uciónlitrodesol
utomolesdesol
egdesolvent
lutogramosdeso
ventelitrodesol
lutogramosdeso;
100;
