Química 10: Tabla de Contenido - Estructura Atómica y Más

QUÍMICA 10
TABLA DE CONTENIDO
pág.
1.
1.1.
1.1.1.
1.1.2.
1.1.2.1.
1.1.2.2.
1.1.2.3.
1.1.2.4.
1.1.2.5.
1.1.2.6.
ESTRUCTURA ATÓMICA
TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS
Teoría atómica de Dalton
Números cuánticos
Número Cuántico Principal (n)
Número Cuántico Secundario (d)
Número Cuántico Magnético (m)
Número Cuántico de Spin (s)
Principio de Exclusión de Pauli
Regla de Hund
5
5
6
7
7
7
7
7
7
7
2.
2.1.
TABLA PERIÓDICA
CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS
TABLA PERIÓDICA MODERNA
CLASES DE ENLACES QUÍMICOS
Electrones de valencia
Enlace Iónico
El enlace covalente
El enlace metálico
MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
8
ESTADOS DE LA MATERIA
CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS (SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA
MATERIA
Estado sólido
Estado Líquido
Estado gaseoso
CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA
Vaporización
Condensación
Fusión
Solidificación
Sublimación
Deposición
19
2.2.
2.3.
2.3.1.
2.3.2.
2.3.3.
2.3.4.
2.4.
2.5.
3.
3.1.
3.1.1.
3.1.2.
3.1.3.
3.2.
3.2.1.
3.2.2.
3.2.3.
3.2.4.
3.2.5.
3.2.6.
4.
4.1.
5.
5.1.
5.2.
5.3.
FUNCIONES QUÍMICAS
COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES
CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS
CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS
CONCEPTO DE MOL 42
RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR
DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS.
8
9
9
10
11
11
12
14
16
19
19
19
20
20
20
21
21
21
21
22
26
26
36
36
42
1.
ESTRUCTURA ATÓMICA
La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en
permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día.
El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los
materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los
fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos
productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular.
Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un
edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico
que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en
un primer intento para entender cómo se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad
de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de
sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por
ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.
El modelo atómico de Bohr o de BohrRutherford es un modelo clásico del
átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduceuna
cuantización a partir de ciertos
postulados. Fue propuesto en 1913 por
el
físico
danés Niels
Bohr, para explicar
cómo
los electrones pueden tener órbitas
estables alrededor del núcleo y por qué
los átomos presentaban espectros de
emisión característicos (dos problemas
que eran ignorados en el modelo previo
de Rutherford). Además el modelo de
Bohr incorporaba ideas
tomadas
del
efecto
fotoeléctrico,
explicado
por Albert
Einstein en 1905.
1.1. TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS
Átomo es la porción más pequeña de la materia.
El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos
los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE.
Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales
de ingeniería.
En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas
subatómicas de las que protones, neutrones y electrones son las más importantes.
Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de
electrones, que se encuentran en la corteza.
ELECTRÓN
Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual
a 1,602 · 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10-28 g, que se
encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
NEUTRÓN
Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa
ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · 10-24 g), que se
encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
PROTÓN
Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a
1,602 · 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la
del electrón (mprotón=1.673 · 10-24 g). La misma se encuentra
formando parte de los átomos de todos los elementos.
La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa
una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las
propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura
atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.
1.1.1. Teoría atómica de Dalton. En el período 1803-1808, Jonh Dalton, utilizó las dos leyes fundamentales de las
combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(La masa total de las sustancias presentes
después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley
de composición constante"(Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas
proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una teoría atómica.
La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados:
1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos. Los
átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción química.
2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un
elemento son diferentes de los del resto de los elementos.
3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica sencilla:
así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2).
La teoría atómica de Dalton condujo a la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente:Si dos
elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa
fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.
1.1.2. Números cuánticos. Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los
electrones de los átomos, esto está basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo
atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos.
Los números atómicos más importantes son cuatro:
-
Número
Número
Número
Número
Cuántico
Cuántico
Cuántico
Cuántico
Principal.
Secundario.
Magnético.
de Spin.
1.1.2.1. Número Cuántico Principal (n). El número cuántico principal nos indica en qué nivel se encuentra el electrón, este
valor toma valores enteros del 1 al 7.
1.1.2.2. Número Cuántico Secundario (d). Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este
número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen
además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número
atómico tenemos los números:
-
l
l
l
l
l
l
l
=
=
=
=
=
=
=
0
1
2
3
4
5
6
s
p
d
f
g
h
i
Sharp
principal
diffuse
fundamental
1.1.2.3. Número Cuántico Magnético (m). El número cuántico
magnético nos indica las orientaciones de los orbitales
magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos
son las regiones de la nube electrónica donde se
encuentran los electrones, el número magnético
depende de l y toma valores desde -l hasta l.
1.1.2.4. Número Cuántico de Spin (s). El número
cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma
los valores de -1/2 y de 1/2. De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentraun
electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la
energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.
1.1.2.5. Principio de Exclusión de Pauli. El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan
los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede
haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.
1.1.2.6. Regla de Hund. Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran
en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego
proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).
2. TABLA PERIÓDICA
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia
que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y
aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos
dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX
encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más
natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes
entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es
utilizada en nuestros días.
2.1. CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Döbereiner. Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos
elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en
tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la
masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con
unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.
Chancourtois y Newlands. En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre
los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las
propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del
Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.
Meyer. En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los
elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos
tienen por ejemplo un volumen atómico importante.
Mendeleïev. En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión
de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente
de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los
elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que
concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63
elementos.
Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los
elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las
agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma
“familia”.
Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos.
Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las
masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos
futuros confirmaron esta convinción. El consiguió además
prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro
elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos
poseían las propiedades predecidas.
Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas
a errores de determinación de masa atómica de la época.
2.2. TABLA PERIÓDICA MODERNA
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un grupo de la tabla periódica es una
columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos
correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar
las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla
periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica
en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por lasinteracciones de estos
electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades
físicas y químicas.
2.3. CLASES DE ENLACES QUÍMICOS
Como ya sabes, en la naturaleza se encuentran
cientos de elementos químicos que constituyen todo
lo que nos rodea. Estos elementos se unen entre sí
mediante fuerzas de atracción para formar sustancias
constituidas por átomos de la misma o de diferente
clase. Por ejemplo, el oxígeno gaseoso, O2, NaCl y
el amoníaco, NH3. A estas fuerzas de atracción se les
denomina enlace químico.
¿Por qué los átomos de la misma o de diferente clase
se unen entre sí? ¿Qué diferencias o similitudes
existen entre los enlaces que forman el O y el N?
Para la formación de un enlace químico se requiere
que los átomos compartan, pierdan o ganen
electrones para alcanzar su estabilidad. Muchos
átomos lo logran completando ocho electrones ensu
nivel de energía más externo, de manera que su
configuración electrónica termine en ns2 np6. Esta
tendencia de los átomos a tener ocho electrones en
más
su último nivel de energía se conoce como ley del
electrones
octeto.
Esta ley fue establecida a principios del siglo XX
configuración electrónica del flúor es 1s2 2s2 2p5, ya
que su número atómico es 9. Si este elemento recibe
el electrón que cede el potasio, su
por Gilbert Lewis (1875-1946), quien estudió el
configuración terminará en 2s22p6, completando
comportamiento y las propiedades de los gases
nobles. Gracias a sus estudios, Lewis encontró que
la baja reactividad de dichos gases se debe a la
presencia de ocho electrones en su nivel de
ocho electrones en su capa más externa. De esta
manera ambos elementos logran su estabilidad.
permitió
valencia son aquellos que se encuentran en el
valencia.
Esto
le
concluir
que
los
en
la
capa
externa.
La
2.3.1. Electrones de valencia. Los electrones de
elementos tienden a poseer estructuras estables
similares a la del gas noble más cercano.
último nivel de energía de cada átomo y son los que
participan en la formación de los enlaces químicos.
A continuación daremos un ejemplo: en el fluoruro
de potasio, KF, los dos elementos que lo
Los elementos de un mismo grupo de la tabla
periódica se caracterizan por presentar propiedades
similares, debido a que tienen el mismo número de
constituyen logran su estabilidad cuando el potasio
electrones de valenci a. Es decir, presentan la
cede un electrón al flúor. La configuración
electrónica del potasio es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ya
misma configuración electrónica en la capa más
externa. Por ejemplo, los elementos del grupo 1
que su número atómico es19. Si este elemento al
reaccionar cede un electrón, su configuración
terminaría en 3s2 3p6, quedando con ocho
tienen un electrón de valencia y la configuración del
nivel de valencia es s1
Elemento
Número
atómico
Configuración electrónica
H
1
1s1
Li
3
1s22s1
Na
11
1s22s22p63s1
K
19
1s22s22p63s23p64s1
Estructuras de Lewis
Para explicar la formación de los enlaces químicos y el cumplimiento de la ley del octeto, Gilbert Lewis propuso
la representación de los electrones de valencia mediante puntos, escribiendo el símbolo del elemento y un punto
por cada electrón. A continuación daremos un ejemplo: como lo explicamos anteriormente, el potasio tiene un
electrón de valencia y el flúor tiene siete, por tanto, sus estructuras de J Lewis son:
Estructuras de Lewis del potasio y del flúor. Al unirse estos dos elementos, cumplen la ley del octeto.
Existen tres clases de enlace: iónico, covalente y metálico.
2.3.2. Enlace Iónico. En las sustancias que presentan enlaces iónicos hay transferencia de electrones, es decir, se
forman átomos con carga positiva o negativa, llamados iones. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los
de carga negativa se denominan aniones.
Esta clase de enlace se lleva a
electronegatividad, por ejemplo:
cabo entre elementos de alta electronegatividad con elementos de baja
2.3.3. El enlace covalente. En las sustancias que presentan
enlace covalente se comparten pares de electrones
entre los átomos que se están uniendo para cumplir la
ley del octeto. Este tipo de enlace se forma entre
elementos de electronegatividad similar y existen
varias clases: covalente polar, covalente no polar, los
cuales pueden ser sencillos, dobles o triples.
Electrones compartidos
Representación del enlace doble
- El enlace covalente sencillo. Ocurre cuando dos
átomos comparten dos electrones, cada átomoaporta
un electrón. Estos enlaces se representan por un
guión, por ejemplo, la molécula de bromo Br2,
comparte un par de electrones:
- El enlace covalente triple. Este tipo de enlace se
presenta cuando dos átomos comparten seis
electrones, cada uno aporta tres, como en lamolécula
de nitrógeno, N2.
Electrones compartidos
Electrones compartidos
Representación del enlace sencillo
- El enlace covalente doble. Existen elementos que
requieren dos electrones para completar el octeto, por
esta razón, los dos átomos que formanel enlace
comparten cuatro electrones, como en la molécula de
oxígeno, O2.
Representación del enlace triple
- El enlace no polar. Se presenta al unirse dos
elementos de electronegatividad igual o muy similar
(entre 0,0 y 0,8). Se forma generalmente entre
elementos de la misma clase, como el O2, H2, F2, entre
otros.
- El enlace polar. Se presenta entre átomos que tienen
diferentes valores de electronegatividad y su
ACTIVIDAD…
Explica
1. Al analizar tres muestras de minerales diferentes, se estableció que contenían los siguientes iones:
Muestra 1
PO3
4
K1
Ba 2
Muestra 2
SO 2
3
Na1
Cl1-
Muestra 3
ClO1
Mg2
F1
a. ¿Qué sales están presentes en la muestra 2?
b. ¿Cuál mineral contiene fosfatos?
c. ¿Cuáles muestras poseen sales binarias?
d. ¿Qué compuesto se obtiene al combinar el anión de la muestra 1 con el catión de la muestra 3?
2. El ácido fosfórico, H3PO4, es un compuesto ternario que se obtiene mediante la reacción del óxido fosfórico
con el agua. Su estructura de Lewis es la siguiente:
a. ¿Cuántos enlaces covalentes simples se forman?
b. ¿Cuál elemento de esta estructura no cumple la ley del octeto?
c. El oxígeno posee seis electrones de valencia, ¿qué tipos de enlace puede formar?
d. ¿Por qué se forma un enlace covalente coordinado entre el átomo de fósforo y un átomo de oxígeno?
3. La siguiente tabla muestra algunas propiedades de cinco compuestos diferentes:
Compuest
o
Estado
Conductividad
eléctrica
Solubilidad en
agua
V
Sólido
No
Sí
w
Líquido
Sí
Sí
X
Líquido
No
No
Y
Sólido
Sí
No
z
Sólido
Sí
Sí
a. ¿Cuáles compuestos son iónicos?
b. ¿Cuáles compuestos son covalentes?
c. ¿Los compuestos X y Y son moléculas polares?
d. ¿Todos los compuestos iónicos son sólidos?
Indaga
4. Estamos sufriendo las consecuencias de la contaminación ocasionada por el mal uso de los recursos naturales.
Uno de los efectos más graves es el deterioro de la capa de ozono debido a la producción de sustancias gaseosas
en la industria que reaccionan con el vapor de agua, de manera que contribuyen a aumentar el daño de la capa
de ozono. Describe lo que puede ocurrir si se siguen generando estos compuestos y escribe las reacciones que
se llevan a cabo.
5. En un trabajo de investigación se determinó que un material Z presenta las siguientes reacciones:
Z + O2  ZO2
ZO2  H2O  H2 ZO3
H2 ZO3  2NaOH  Na2 ZO3  2H2O
De acuerdo con esta información, establece la clase de sustancias que se forman y los tipos de reacciones que
se llevan a cabo. ¿Cómo las identificarías experimentalmente?
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-98) ordenó los elementos conocidos según
sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también colocaba
las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial. Al disponer los
elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tendían a
quedar en la misma fila horizontal. Así, el potasio quedó cerca del sodio muy
semejante a él; el selenio quedó en la misma línea que el azufre, muy parecido; el
calcio próximo al magnesio, y así sucesivamente. Y efectivamente, las tres tríadas
de Dóbereiner se hallaban en dichas filas.
Newlands llamó a esto la ley de las octavas (en música, siete notas forman una
octava, siendo la octava nota casi un duplicado de la primera y principio de una
nueva octava). Desgraciadamente, mientras unas filas de esta tabla contenían
elementos semejantes, otras contenían elementos enormemente dispares. Los
demás químicos pensaron que lo que Newlands trataba de demostrar era más una coincidencia que algo
significativo. No pudo conseguir que su trabajo fuese publicado.
Dos años antes, el geólogo francés Alexandre Emile Beguyer de Chancourtois (182086) también había ordenado los elementos según su peso atómico crecientey los
había distribuido en una especie de gráfico cilíndrico. También aquí los elementos
semejantes tendían a coincidir en columnas verticales. Publicó su trabajo, pero no
su gráfico, y sus estudios pasaron también inadvertidos.
Más éxito tuvo el químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-95). Meyer consideró el
volumen ocupado por determinados pesos fijos de los diversos elementos. En tales
condiciones, cada peso contenía el mismo número de átomos de su elemento. Esto
significaba que la razón de los volúmenes de los diversos elementos era equivalente a
la razón de los volúmenes de los átomos simples que componían a
dichos elementos. Así, pues, se podía hablar de volúmenes atómicos.
Al representar los volúmenes atómicos de los elementos en función de los pesos
atómicos, se obtenían una serie de ondas que alcanzaban valores máximos en los
metales alcalinos: sodio, potasio, rubidio y cesio. Cada descenso y subida a unmáximo
o mínimo correspondería a un período en la tabla de elementos. En cada período,
también descendían y subían otras propiedades físicas, además del volumen atómico.
El hidrógeno, el primero de la lista de elementos (porque tiene el peso atómico más
bajo), es un caso especial, y puede considerarse que constituye él solo el primer
período. El segundo y tercer periodos de la tabla de Meyer comprendían siete elementos
cada uno, y repetían la ley de Newlands de las octavas. Sin embargo, las dos ondas
siguientes comprendían más de siete elementos, y esto demostraba claramente que
Newlands había cometido un error. No se podía forzar a que la ley
de las octavas se cumpliese estrictamente a lo largo de toda la tabla de elementos, con siete elementos en cada fila
horizontal. Los últimos períodos tenían que ser más largos que los primeros.
Meyer publicó su trabajo en 1870, pero llegó demasiado tarde. Un año antes, el químico ruso Dimitri Ivanovich
Mendeleiev (1834-1907) había descubierto también el cambio en la longitud de los períodos de los elementos,
pasando luego a demostrar las consecuencias de manera particularmente espectacular.
Mendeleiev estaba escribiendo su tesis en Alemania en la época en que se
celebró el Congreso de Karlsruhe, y fue uno de los que escuchóy oyó a
Cannizzaro sus opiniones sobre el peso atómico. De vuelta a Rusia, comenzó
también él a estudiar la lista de elementos según su peso atómico creciente.
Mendeleiev atacó las cuestiones desde el punto de vista de la valencia.
Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio
progresivo en sus valencias. Es decir, el hidrógeno tenía una valencia de 1,
el litio de 1, el berilio de 2, el boro de 3, el carbono de 4, el nitrógeno de 3, el
azufre de 2, el flúor de 1, el sodio de 1, el magnesio de 2, el aluminio de 3, el
silicio de 4, el fósforo de 3, el oxígeno de 2, el cloro de 1, y así sucesivamente.
La valencia subía y bajaba estableciendo períodos: en primer lugar, el hidrógeno solo; después, dos períodos
de siete elementos cada uno; a continuación, períodos que contenían más de siete elementos. Mendeleiev utilizó
su información para construir no un gráfico, como Meyer y Beguyer de Chancourtois habían hecho, sinouna
tabla como la de Newlands.
Dicha tabla periódica de elementos era más clara y llamativa que un gráfico, y Mendeleiev evitó el error de Newlands
de insistir en la repetición de períodos iguales.
Mendeleiev publicó su tabla en 1869, un año antes de que Meyer publicase su trabajo. Pero la razón de que la mayor
parte del mérito en el descubrimiento de la tabla periódica se le haya atribuido a él y no a los demás contribuyentes,
no es sólo una cuestión de prioridad, sino que reside en el uso espectacular que Mendeleiev hizo de su tabla.
Con el fin de que los elementos cumpliesen la condición de tener la misma valencia cuando estuviesen en una
columna determinada, Mendeleiev se vio obligado en uno o dos casos a colocar un elemento de peso atómico
ligeramente superior delante de otro de peso atómico inferior. Así, el telurio (peso atómico 17.6, valencia 2) tuvo que
colocarlo delante del yodo (peso atómico 126,9, valencia 1) con el fin de mantener el teluro en la columnade
valencia 2 y el yodo en la columna de valencia 1.
Por si esto fuera poco, descubrió que era necesario dejar huecos enteros en su tabla. En lugar de considerar estos
huecos como imperfecciones de la tabla, Mendeleiev los tomó intrépidamente como representantes de elementos
todavía no descubiertos.
En 1871 se fijó de modo especial en tres huecos: los que quedaban junto a los elementos boro, aluminio y silicio
en la tabla, tal como se había modificado aquel año. Llegó incluso a dar nombres a los elementos desconocidos,
que -insistió- correspondían a aquellos huecos: eka-boro, eka-aluminio, eka-silicio («eka» es la palabra sánscrita
que significa «uno»). También predijo varias propiedades de tales elementos, estimando que la predicción debía
hacerse a partir de las propiedades de los elementos situados encima y debajo de loshuecos de la tabla, siguiendo
y completando así el razonamiento de Dóbereiner.
El mundo de la química seguía siendo escéptico, y quizá hubiese continuado siéndolo si las audaces predicciones
de Mendeleiev no se hubiesen verificado de modo espectacular. Este hecho se debió en primer lugar al uso de un
nuevo instrumento químico: el espectroscopio.
2.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y
sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas)
de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios
atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica.
Estructura de Lewis. Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las
fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos.
Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por
lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido.
Radios Atómicos. El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que
está unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónicaque
rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico.
Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A ° = 1 X 10 -8 m , para tener una idea de los radios atómicos
representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el átomo de fósforo
(P) es de 1.10 A°, el átomo de ca lcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el át omo de Csde 2.62 A°. El
tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según el tamañoen el que se
representan el resto de los átomos.
En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al contrario,
al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio atómico se
disminuye.
Energía de Ionización. La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el
electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1 .
ATOMO + Energía ® ION
+1
(catión) + 1 e-
También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser
arrancados del átomo. La siguiente figura muestra una gráfica de energía de primera ionización frente al número
atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica.
En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren más energía
conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se
observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se
observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar.
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace,
cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria,
denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0
Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones
de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa queen la molécula
de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertementelos electrones.
Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A)
Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen
valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de
los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos.
Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme
se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye.
En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que se dan sobre elementos de
un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la elaboración de una gráfica que resume la mejor
organización que pueden tener todos los elementos, ésta es la tabla periódica.
3. ESTADOS DE LA MATERIA
La materia se puede encontrar en cinco estados y el
cambio de uno a otro depende básicamente de la
temperatura y la presión en que se encuentren. Los
cambios que usualmente apreciamos suceden en
condiciones normales de presión (± 1 atmósfera). Se
discuten en este tema sólo los estados más comunes
(sólido, líquido o gaseoso). Esto no significa la
imposibilidad de cambios hasta plasma o BoseEinstein, lo que sucede es que en condiciones
regulares no es posible lograrlo. En general los
cambios de estado son considerados como cambios
físicos.
unidas por unas fuerzas de atracción grandes de
modo que ocupan posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden
moverse vibrando u oscilando alrededor de
posiciones fijas, pero no pueden moverse
trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho,
se disponen de forma ordenada, con una regularidad
espacial geométrica, que da lugar a diversas
estructuras cristalinas.
Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de
las partículas:
3.1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS
(SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA
MATERIA
Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes.
Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus
estructuras.
Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La
variabilidad de forma y el presentar unas propiedades
muy específicas son características de los líquidos.
Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos
es muy característica la gran variación de volumen
que experimentan al cambiar las condiciones de
temperatura y presión.
3.1.1. Estado sólido. Los sólidos se caracterizanpor tener
forma y volumen constantes. Esto se debe a que
las partículas que los forman están
3.1.2. Estado Líquido. Los líquidos, al igual que los sólidos,
tienen volumen constante. En los líquidos las
partículas están unidas por unas fuerzas de atracción
menores que en los sólidos, por esta razón las
partículas de un líquido pueden trasladarse con
libertad. El número de partículas
por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy
frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija
y adopten la forma del recipiente que los contiene.
También se explican propiedades como la fluidez ola
viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero
existen asociaciones de varias partículas que, como si
fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la
temperatura aumenta la movilidad de las partículas
(su energía).
Las partículas se mueven de forma desordenada, con
choques entre ellas y con las paredes del recipiente
que los contiene. Esto explica las propiedades de
expansibilidad y compresibilidad que presentan los
gases: sus partículas se mueven libremente, de modo
que ocupan todo el espacio disponible. La
compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el
volumen en que se encuentra confinado un gas éste
pasará a estado líquido.
Al aumentar la temperatura las partículas se
3.1.3. Estado gaseoso. Los gases, igual que loslíquidos, no
tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su
volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como
los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las
partículas son muy pequeñas. En un gas el número de
partículas por unidad de volumen es también muy
pequeño.
mueven más deprisa y chocan con más energía
contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta
la presión:
3.2. CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA
3.2.1. Vaporización. La vaporización es el nombre dado al
cambio de líquido a gas. Teniendo en cuenta que los
gases tienen mayor energía cinética que los líquidos,
es de esperar que para evaporar
un líquido se absorba energía (proceso endotérmico). 3.2.4. Solidificación. Cuando las partículas de un material
líquido pierden suficiente energía cinética, pueden
Este es un proceso constante, en donde las partículas
pasar al estado sólido (proceso exotérmico). Cuando
de la superficie del líquido adquieren suficiente
colocas agua líquida en el congelador, ésta cambia a
energía y se rompen las fuerzas intermoleculares
hielo. No obstante, si aprecias con mayor cuidado
que las mantienen enestado líquido.
podrás notar que el volumen del agua aumenta. Esta
es una propiedad característica del agua. Cuando sus
Es importante que distingas la evaporación de la
moléculas se reordenan, al pasar al estado sólido,
ebullición, la cual depende fundamentalmente de la
ocupan un mayor volumen. Por tanto, igual masa de
presión y sucede no sólo con las partículas
agua con un mayor volumen da como resultado una
superficiales.
menor densidad. Por esta razón el hielo flota en el
3.2.2. Condensación. Cuando hay suficiente pérdida de
agua líquida. No es recomendable, entonces,
energía cinética, el gas puede cambiar al estado
congelar recipientes de vidrio llenos de agua, ya que
líquido. Esto lo observas cuando alrededor de un
estaexpansión puede romperlos.
vaso de agua con hielo, se va formando agua
aparentemente de la nada. En la atmósfera existe 3.2.5. Sublimación. Cuando las partículas de un sólido
adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar
agua en estado gaseoso. Cuando estas partículas
directamente al estado gaseoso sin pasar por el
colisionan con el vaso frío, pierden energía cinética y
estado líquido (proceso endotérmico). Este es un
se condensan (un proceso exotérmico).
cambio de estado poco común, pero puede
observarse cuando el hielo seco (dióxido de carbono,
Otro caso se puede observar en un encendedor de
CO2, sólido) pasa a CO2 gas. Otra sustancia que
gas, si te fijas bien notarás que dentro de este hay
un líquido. Este líquido es el resultado de someter un
presenta este cambio es el yodo. Cuando se calienta
gas a alta presión (licuefacción). Cuando se abre la
en estado sólido, pasa agaseoso en forma de gas
válvula se reduce la presión y las partículas pasan
color púrpura intenso. Otras sustancias también
nuevamente al estado gaseoso.
pueden
sublimarse
a ciertas
presiones
y
temperaturas.
3.2.3. Fusión. Cuando las partículas de un sólido adquieren
suficiente energía cinética, pueden pasaral estado
Los refrigeradores sin escarcha utilizan la
líquido (proceso endotérmico). Algunas veces
sublimación.
Calentando
ligeramente
los
utilizamos la expresión "se funde" para decir que una
congeladores se derrite posible acumulación de
bombilla se dañó. En este caso, lo quesucede es que
escarcha; el agua líquida cae por una canaleta sobre
el filamento de tungsteno llega a un punto de desgaste
el motor y se evapora. Al pasar un flujo de aire se
tal que la temperatura generada por el mismo lo funde
remueven las moléculas de agua a medida que se
o "derrite" interrumpiendo asíel circuito eléctrico.
subliman.
La cantidad de agua en estado gaseoso (vapor de
agua) es lo que determina la humedad del ambiente.
La sublimación
del CO2 se utiliza
para
crear
ambientes
cubiertos poruna
nube densa de
CO2. Este gas es
más denso que
el aire y tiende a
difundirse a nivel
del suelo. Para
lograr el efecto se agrega CO2 sólido a un balde con
agua ligeramente caliente.
3.2.6. Deposición. Este proceso en algunas ocasiones lo
describen como sublimación inversa.Es decir, que
las partículas de un gas pierden suficiente energía
cinética y pueden pasar a estado sólido sin pasar por
líquido
(proceso
exotérmico). En situaciones
cotidianas es muy poco probable observar este
cambio de estado, no obstante, la sustancia que más
fácilmente permitiría ver este proceso es el yodo. Si
se coloca una superficie fría sobre el vapor sublimado,
se podrá observar que se forman pequeños cristales
de yodo. Es decir, el yodo se sublima y se deposita
sobre la superficie fría.
El punto de ebullición es la temperatura en que la
presión de vapor del líquido es igual a la presión
externa. El punto de ebullición estándar registra a 1
atm de presión (760 mm Hg), pero los líquidos pueden
hervir a diferentes temperaturas dependiendo de la
presión externa.
Cuando se estudian los estados y los cambios de
estado de diferentes sustancias se obtiene lo que se
conoce como diagrama de fases. En estos diagramas
pueden determinarse las condiciones necesarias de
presión y temperatura para obtener un material en
un estado determinado.
¿Por qué unos líquidos se evaporan más rápido
que otros?
Anteriormente cuando hablamos de la evaporación,
mencionamos que las partículas de la superficie
adquieren suficiente energía cinética y se rompe la
atracción intermolecular con las partículas en estado
líquido. Una vez estas partículas escapan se localizan
en la parte superior del líquido y ejercen presión sobre
el mismo líquido. Esta presión la conocemos como
presión de vapor, la cual se relaciona con la fuerza de
atracción intermolecular y la temperatura. A menor
fuerza de atracción intermolecular, mayor número de
partículas en estado gaseoso sobre el líquido, por
tanto mayorpresión de vapor.
Esto significa que aquellos líquidos que se evaporan
más rápidamente son líquidos con una mayor presión
de vapor. Es decir, que en estado líquido tienen menor
atracción molecular entre sus partículas. La siguiente
gráfica muestra la presión de vapor de diferentes
líquidos:
En los diagramas de fase se puede distinguir unpunto
en donde se encuentran los tres estados. Este se
conoce como el punto triple y es la temperatura y
presión en la cual el material se puede encontrar
simultáneamente en equilibrio como sólido, líquido y
gas.
Para recordar

Los cambios de estado son básicamente cambios físicos

Los cambios de estado más comunes suceden principalmente entre los estados sólido, líquido o gaseoso, pero
esto no significa que no se puedan lograr cambios hacia plasma o condensado de Bose-Einstein, sise dan
las condiciones necesarias.

Los cambios de estado pueden ser procesos endotérmicos o exotérmicos, lo cual depende de si el estado
al que se cambia tiene mayor o menor energía cinética. En un cambio exotérmico se libera energía, en uno
endotérmico se absorbe energía.

La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas; la deposición, de gas a sólido; la vaporización de líquido
a gas; la condensación, de gas a líquido; la fusión, de sólido a líquido; y la solidificación, de líquido a sólido.

La atmósfera está conformada por diversos gases, siendo los más abundantes el nitrógeno (78%) y el oxígeno
(21%).

Algunos líquidos se evaporan mucho más rápido que otros, ya que tienen una menor fuerza de atracción
intermolecular, por tanto una mayor presión de vapor.
El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a
la presión externa.


El oxígeno, al ser más denso que muchos de los otros gases en la atmósfera, tiende a ocupar posiciones
bajas como a nivel del mar.

Una baja cantidad de oxígeno disponible en altitudes puede causar el mal de montaña, en personas que
ascienden a un ritmo mayor del que el cuerpo necesita para acostumbrarse a la falta de oxígeno.
EJERCICIOS……
Propón
1. Si tienes disponibles cuatro líquidos como la acetona (se encuentra en algunos removedores de esmalte), gasolina,
agua y alcohol, ¿qué experimento realizarías para determinar qué líquido se evapora más rápido? Elabora una lista
de materiales, una hipótesis y un procedimiento para realizarlo.
4. FUNCIONES QUÍMICAS
Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de compuestos análogos. Se conocen
funciones en las dos químicas, mineral y orgánica; así son funciones de la química mineral la función anhídrido,
función óxido, función ácido, función base y función sal.
Las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo, porque
de ella se desprenden todas las demás. Para mayor claridad dividimos las funciones orgánicas en dos grupos, que
designamos con los nombres de fundamentales y especiales. Las funciones fundamentales son: la función alcohol,
función aldehído, función cetona y función ácido. Las funciones especiales son: la función éter,la función éster,
función sal orgánica, función amina y amida y funciones nitrilo y cianuro.
4.1. COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES
Gas Real. Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura
y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja
o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma
considerable de las de gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales yaquellas
que no, se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
1. - Un gas está formado por
partículas llamadas moléculas.
Dependiendo
del
gas,
cada
molécula esta formada por un
átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto
en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son
idénticas.
2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio
y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se
mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular
las propiedades del movimiento suponemos
que
la
mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel
microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta
mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos
experimentales indican o no que nuestras predicciones son
correctas.
3. - El número total de moléculas es grande. La dirección
y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas
puede cambiar bruscamente en los choques con las
paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas
en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a
dichos choques. Sin embargo, como hay muchas
moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades
moleculares con un movimiento promedio aleatorio.
4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado porel
gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una
gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen
ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas
natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen.
5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto
sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto quelas
moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño deuna
de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño
molecular.
6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes
del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es
despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se
convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un
tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.
RESUELVE…
En condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (0º C) se tiene 1 mol de cada uno de los siguientes hidrocarburos
gaseosos:
Metano (CH4)
Acetileno (C2H2)
y Etano (C2H6)
¿Cuál(es) de las siguientes propiedades son iguales para los tres hidrocarburos?
I)
La masa.
II) El volumen.
III) El número de moléculas.
Alternativas:
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) Sólo II y III
E) I, IIy III
5. NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
La comunicación entre los seres vivos requiere de
un lenguaje que debe ser
comprendido tanto por el
que lo emite como por el
que lo recibe. Así, los
profesionales
químicos
tienen un lenguaje que les
es propio y que los distingue
entre los otros especialistas,
Nomenclatura Química.
Para iniciar el estudio de la
nomenclatura es necesario distinguir primero entre
compuestos orgánicos e inorgánicos. Aun cuando
cada vez resulta más difícil lograr estadiferenciación,
diremos que los compuestos orgánicos contienen
fundamentalmente al elemento carbono e hidrógeno,
comúnmente en combinación con elementos como
oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los
compuestos se clasifican como compuestos
inorgánicos. Esta diferenciación es necesaria puesto
que la nomenclatura en química orgánica es muy
distinta a la nomenclatura en química inorgánica.
Han pasado dos siglos de desarrollo químico y en
la actualidad el número de compuestos conocidos
sobrepasa los cinco millones. Esto ha llevado a los
químicos a diseñar formas claras y sistemáticas para
nombrar las sustancias químicas.
A. Lavoisier presentó un informe a la academia
Francesa en que empleaba términos como “ico”, “ato”,
“oso” e “ito” para nombrar sustancias químicas. Por
ejemplo, óxido ferroso (FeO), óxido férrico (Fe2O3).
J. Berzelius continúo con el tema y propuso un
método utilizando sufijos numéricos griegos. Por
ejemplo, monóxido de carbono (CO), dióxido de
carbono (CO2).
Con el fin de aunar criterios y lograr una terminología
universal la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada, conocida como IUPAC, por su sigla en
inglés, ha elaborado y publicado las “reglas definitivas
para la Nomenclatura en Química Inorgánica” y
que constituye la química
moderna. Este sistema asigna nombres que revelan
sin ambigüedad la composición de la sustancia. Sin
embargo, son necesarias ciertas excepciones para
algunos compuestos: por ejemplo, el H2O su nombre
es agua y no, óxido de dihidrógeno.
Entendemos por nomenclatura química al sistema
de normas, comunes en todo el mundo, para
denominar a los elementos y compuestos químicos.
La nomenclatura corresponde a la forma como se
escriben y nombran los compuestos químicos
Los compuestos son sustancias puras formadas por
dos o más elementos diferentes y se representan a
través de fórmulas químicas que describen su
composición. Por lo tanto, es de vital importancia
conocer el símbolo de cada elemento y conocer los
números de oxidación de cada elemento en el
compuesto antes de escribir y/o nombrar una
sustancia química.
Símbolos. Los elementos químicos son sustancias
puras, constituidas por una sola clase de átomos.
Algunos se presentan en estado sólido, por ejemplo
cobre y oro; otros en estado líquido, por ejemplo,
mercurio y bromo; y otros en estado gaseoso, por
ejemplo oxígeno y nitrógeno.
Los elementos se representan por símbolosformados
por la primera letra de su nombre en castellano, en
latín, árabe o griego. En algunos casos se le agrega
una segunda letra, escribiendo siempre la primera
letra en mayúscula y la segunda, si existe, en
minúscula.
Símbolos de algunos elementos
Actualmente se conocen 118 elementos químicos, delos
cuales 96 se encuentran en la naturaleza; el restoha
sido sintetizado a través de reacciones nucleares. Estos
elementos han sido ordenados, de acuerdo a sus
propiedades, en el denominado Sistema Periódico de los
Elementos Químicos.
De acuerdo a sus propiedades estructurales y eléctricas
los elementos se clasifican como metálicos, no metálicos
y metaloides. De los 109 elementos químicos, los metales
constituyen más del 70%, y los puedes encontrar a la
izquierda del Sistema Periódico. Los no metales están en
el extremo derecho y los metaloides en la zona límite.
De acuerdo a su configuración electrónica los elementos
químicos se clasifican comorepresentativos, transición
y gases nobles.
Número o estado de oxidación. El número deoxidación
o estado de oxidación (EDO), es un concepto teórico
convencional que es importante tener en cuenta para la
nomenclatura en química inorgánica. Se define como la
carga aparente que adquiere un átomo cuando forma
parte de un compuesto. Cada elemento químico tiene
una capacidad de combinación
que le es propia y que se designa por uno o más números enteros positivos y/o negativos.
on fines netamente prácticos definiremos algunas reglas que nos permiten determinar el estado de oxidación
de los elementos constituyentes de una fórmula química.
El número de oxidación de cualquier sustancia elemental es 0.
El número de oxidación para el hidrógeno es +1, excepto cuando forma hidruro que es -1.
El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto cuando forma peróxido que es -1.
El número de oxidación de los elementos del grupo I-A (metales alcalinos) es +1.
El número de oxidación de los elementos del grupo II-A (metales alcalinos térreos) es +2.
Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuenta las reglas anteriores,
considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementosque componen
un compuesto neutro es cero, y de un ion es igual a su carga.
Problema resuelto. ¿Cuál es el número de
oxidación del azufre (S) en el compuesto anhídrido
sulfúrico (SO3)?
EDO del azufre = x
Respuesta:
Por tanto, x + (-6) = 0
Paso 1: Por definición, el EDO del oxígeno es -2 y
la suma algebraica de los EDO de todos los
elementos debe ser igual a cero.
x = +6
Paso 2: En el compuesto hay un átomo de azufre y
tres átomos de oxígeno, por lo tanto
EJERCICIOS……
1. Determine el estado de oxidación de los
elementos subrayados en los siguientes
compuestos:
-
MnO4H2SO4
CO2
K2Cr2O7
2. Investiga la nomenclatura de los compuestos
inorgánicos
EDO del oxígeno = -2, ! 3· (-2) = -6
Luego el número de oxidación del azufre en este
compuesto es +6
5.1.1.
La ecuación general para la
obtención de hidrácidos es:
Hemos visto que los materiales, como los elementos,
pueden unirse mediante el enlace químico en las
Aunque existe una gran cantidad de compuestos
inorgánicos, éstos pueden agruparse en familias,
PARA RECORDAR
Ideas
Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza.
Los compuestos se forman por la unión de dos o más elementos.
Los elementos químicos se unen entre sí para lograr su estabilidad completando ocho electrones en suúltimo
nivel de valencia.
Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos.
Las estructuras de Lewis muestran el tipo de enlace que se forma entre los átomos.
Los enlaces químicos se forman por transferencia de electrones.
En los enlaces iónicos se forman los cationes por pérdida de electrones, y los aniones, por ganancia deelectrones.
Los hidróxidos se forman por la combinación de un óxido básico con agua.
Los ácidos oxácidos se forman al reaccionar un óxido ácido con el agua.
Los ácidos hidrácidos se obtienen al reaccionar el hidrógeno y algunos elementos no metales de losgrupos 16
y 17.
La acción
ácidos
en algunos
materialesque
ocasiona la teniendo
corrosión. en cuenta la similitud de sus propiedades
reacciones,
para de
darloslugar
a nuevas
sustancias
Las sales
se obtienen
mediante
la combinación
concomposición.
una base.
se conocen
como
compuestos
químicos.
Éstos sede un ácido
y su
clasifican en inorgánicos y orgánicos.
Los compuestos inorgánicos también clasifican de
acuerdo con sus propiedades químicas. Existen
Los compuestos orgánicos se denominan así por ser
cuatro grupos con propiedades semejantes, que son
sustancias que producen los organismos vivos;se
las funciones químicas. Una función química es el
caracterizan por presentar una gran cantidad de
grupo de compuestos que presenta propiedades
átomos de carbono sus moléculas.
comunes y que se diferencia de los demás
compuestos químicos. Entre las principales están los
Los compuestos inorgánicos son todas las sustancias
óxidos, los ácidos, los hidróxidos y las sales.
que no contienen carbono y que no producen los
seres vivos, aunque pueden formar parte de ellos.
-
6. CONCEPTO DE MOL
Mol es una de las magnitudes físicas fundamentales
que forman parte del Sistema Internacional de
Unidades. Esta unidad permite medir la cantidad de
cualquier sustancia.
El mol se define como la
cantidad de sustancia
que
contiene
tantas
entidades
elementales
de
un
tipo
como
átomos hay
en 12
gramos de carbono-12.
Esto quiere decir que la
cantidad de unidades
elementales
(como
átomos, moléculas o iones, por ejemplo) reflejadas en
un mol de sustancia es una constante que no depende
del tipo de partícula o del material en cuestión. Dicha
cantidad se conoce como númerode Avogadro.
Esta constante, bautizada en homenaje al científico
italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), permite
contar partículas microscópicas a partir de medidas
macroscópicas (como es el caso de la masa).
El número de Avogadro, por lo tanto, ayuda a quelos
químicos expresen el peso de los átomos. La
ecuación señala que un mol equivale a 6,022 x 10
elevado a 23 partículas. Se trata de un número
inmenso, que refleja una enorme cantidad de
partículas.
Al expresar el número de átomos que se encuentran
en 12 gramos de carbono-12, la masaen gramos
de un mol de átomos de un elemento siempre es igual
al peso atómico en unidades de masa atómica del
mismo elemento. Esto quiere decir que el número de
Avogadro permite realizar conversiones entre el
gramo y la unidad de masa atómica.
6.1. RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOLY
PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR
En química, para determinar un número grande de
partículas muy pequeñas que conforman una
sustancia química, fue necesario definir un nuevo
término denominado mol (unidad fundamental de
cantidad de materia), que se utiliza para contar
partículas muy pequeñas, como átomos, moléculas,
iones y electrones, en una muestra, y equivale a su
masa atómica o a su masa molecular. Un mol tiene
6,022 x 1023 unidades, lo cual se conoce como el
número de Avogadro en honor al físico italiano
Amadeo Avogadro.
Todos los elementos contienen, en un mol, el mismo número de átomos. Ejemplos:
Un mol de sodio
Un mol de carbono
Un mol de hierro
contiene
contiene
contiene
6,022 x 1023 átomos de sodio
6,022 x 1023 átomos de carbono
6,022 x 1023 átomos de hierro
Todos los compuestos contienen, en un mol, el mismo número de moléculas y de iones. Ejemplos:
Un mol de amoníaco (NH3)
contiene
6,022 x 1023 moléculas de NH3
Un mol de cloruro de sodio (NaCl)
contiene
6,022 x 1023 iones de Na+1 y de CH
Medimos las cantidades en moles, en
las
operaciones que realizamos en química; por ello, el
concepto de mol es fundamental, ya que se emplea
en la mayoría de cálculos químicos.
El problema para medir moles reside en su propio
concepto: no podemos determinar un mol de una
sustancia a base de contar átomos, por la magnitud
tan grande del número de Avogadro y el hecho de que
es imposible "coger" un átomo. Por eso, en el
laboratorio, para realizar cálculos necesitamos
encontrar una relación entre el mol y otra magnitud
más fácil de medir: la masa. Así, podemos medir la
masa equivalente a los moles de una determinada
sustancia, usando una balanza; esta relación es bien
sencilla: la masa de un mol de un elemento se
denomina mol-átomo y corresponde a la cantidad de
elemento cuya masa en gramos es numéricamente
igual a su masa atómica. Por ejemplo, el hierro (Fe)
tiene una masa atómica de
55,84 que corresponden a 6,022 x 1023 átomos de
hierro.
La masa de un mol de cualquier compuesto se
denomina mol-molécula y corresponde a la masa
molecular del compuesto expresada en gramos. Por
ejemplo, el gas carbónico (CO2) tiene una masa
molecular de 44 g que corresponden a 6,022 X1023
moléculas de gas carbónico.
¿Cuánto sabes?
1.
2.
3.
4.
5.
Explica, con tus palabras y por medio de un ejemplo, qué es un mol.
¿Qué importancia tiene conocer la composición porcentual de un compuesto químico?
¿Qué información nos proporciona una fórmula química?
¿Qué cantidad de partículas hay en un mol de cualquier sustancia?
¿Qué expresa el número de Avogadro?
6.2. DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS
Los materiales que nos rodean presentan cambios o transformaciones en forma
permanente. Por ejemplo, cuando disuelves una cucharada de sal en un vaso de agua
obtienes una mezcla que puede separarse por medio de la evaporación; la sal que queda
es la misma que se disolvió, es decir, sus propiedades no cambian. Perosi colocas un
alkaseltzer en agua, se produce un cambio químico o reacción química; las sustancias
que participan en ella pierden sus propiedades y resultan nuevos compuestos con
propiedades diferentes.
Es importante diferenciar entre una mezcla y una reacción o cambio químico. Las
mezclas están formadas por la reunión de dos o más materiales en proporciones variables; cada uno de sus
componentes conserva sus propiedades físicas y químicas, aunque, en algunas ocasiones, ocurre un cambio en
su apariencia. En las mezclas no ocurren cambios químicos, es decir, no se producen nuevas sustancias.
Al disolver una sustancia en otra, ocurre un cambio físico, ya que las sustancias no se transforman en otras distintas.
Por ejemplo, cuando hacemos una sopa, pareciera que la sal desaparece, pero sigue estando allí, porque al
probar el caldo, la sentimos. Si queremos recuperarla, se hierve la sopa hasta que se evapore todo el líquido y la
vemos en el fondo de la olla. Cuando se le echa azúcar al café, deja de verse, pero el café sabe dulce, el azúcar
sigue allí pero disuelta, en partículas tan pequeñas que no puede verse.
En un cambio químico, una o más sustancias se transforman y dan origen a otras nuevas; éstas no conservan
sus propiedades debido a que su estructura interna y composición se modifican: estas
transformaciones ocurren en el nivel molecular de la estructura, donde los átomos se reacomodan
y forman nuevas sustancias.
Cuando se enciende una vela, cuando se quema el papel, cuando una estatua de bronce se pone
verde, cuando la masa se transforma en pan... ocurren cambios químicos. En todos los casos
nombrados anteriormente, se empieza con unas sustancias y éstas se transforman en otras
sustancias diferentes.
Determinar a simple vista si ha ocurrido en verdad un cambio químico, no
siempre es fácil. La forma más segura es analizar las sustancias en el laboratorio para ver si son
las mismas con las que empezamos o si se trata de otras.
Las condiciones ambientales pueden acelerar o desacelerar un cambio químico. Algunos son
muy rápidos como el que ocurre al echar una tableta efervescente en agua o cuando estalla una cotufa. Otros
son más lentos, como la decoloración de la ropa o la maduración de la fruta. Y otros son sumamente lentos,
como la descomposición del mármol de una estatua o la oxidación del hierro de un automóvil.
Existen ciertas características que a simple vista nos indican si se ha
producido o no un cambio químico como:
Los cambios de olor, es señal de que algún material nuevo acaba de
aparecer, como resultado de la transformación química de los materiales
que se tenían al principio.
Los cambios de color, indican que se formaron sustancias nuevas, de
color distinto al de las iniciales.
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PARA RECORDAR
Ideas
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Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza.
Los compuestos se forman por la unión de dos o más elementos.
Los elementos químicos se unen entre sí para lograr su estabilidad completando ocho electrones en su
último nivel de valencia.
Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos.
Las estructuras de Lewis muestran el tipo de enlace que se forma entre los átomos.
Los enlaces químicos se forman por transferencia de electrones.
En los enlaces iónicos se forman los cationes por pérdida de electrones, y los aniones, por ganancia de
electrones.
Los hidróxidos se forman por la combinación de un óxido básico con agua.
Los ácidos oxácidos se forman al reaccionar un óxido ácido con el agua.
Los ácidos hidrácidos se obtienen al reaccionar el hidrógeno y algunos elementos no metales de los
grupos 16 y 17.
La acción de los ácidos en algunos materiales ocasiona la corrosión.
Las sales se obtienen mediante la combinación de un ácido con una base.
8. SOLUCIONES Y FORMAS DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
disuelve y se encuentra distribuida uniformemente en
el solvente. El solvente es la sustancia que disuelve y
generalmente está en mayor proporción. Por ejemplo,
cuando disuelves un poco de sal en agua, la sal es el
soluto y el agua es el solvente o disolvente. Las
soluciones en las cuales el solvente es agua se
denominan acuosas. Existen varias clases de
soluciones: sólidas, líquidas y gaseosas.
Como recordarás, la materia puede existir en forma de
elementos, compuestos y mezclas. Los elementos
son las sustancias más sencillas que existen en la
naturaleza, por ejemplo, el oro, el oxígeno y el calcio,
entre otros. Los compuestos son sustancias que se
forman mediante la unión de dos o más elementos de
diferente clase, como el agua, la glucosa y la sal.
Las mezclas se formanpor la unión de dos o más
sustancias que se hallan en proporciones variables.
Sus componentes conservan sus propiedades físicas
y químicas, lo que permite que se puedan separar
mediante métodos físicos como evaporación,
cristalización, destilación, cromatografía, filtración,
centrifugación o decantación, entre otros.
Las mezclas pueden ser homogéneas o
heterogéneas. Las mezclas heterogéneas son
aquellas en las que algunos de sus componentesse
pueden diferenciar a simple vista y presentan dos o
más fases. Por ejemplo, en el agua con aceite se
observan dos fases, ambas líquidas y, al mezclar
arena con agua, se evidencian dos fases, una en
estado líquido y otra en estado sólido. Las mezclas
homogéneas son aquellas que forman una sola fase,
su aspecto es uniforme, de manera que sus
componentes no se pueden diferenciar. Por ejemplo,
al disolver una cucharadita de azúcar enun vaso de
agua, se observa una sola fase en estado líquido, o,
al preparar un café con leche, se identifica una sola
fase líquida. A las mezclas homogéneas se les
denomina soluciones.
Una solución está formada por dos componentes: el
soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se
Soluciones sólidas. Las soluciones sólidas están
formadas por sólidos en los cuales un componente
está disperso al azar en otro componente. Estas
soluciones son de gran importancia en la industria, las
aleaciones pertenecen a estas soluciones. Por
ejemplo, el bronce está constituido por cobre y estaño,
el latón está formado por cobre y zinc, y el acero está
formado por hierro y carbono.
Soluciones líquidas. Las soluciones líquidas se
pueden obtener al disolver una sustancia sólida,
líquida o gaseosa en un líquido. Las partículas del
soluto se encuentran distribuidas al azar en toda la
solución, por ejemplo, una mezcla de agua yalcohol.
Soluciones gaseosas. En las soluciones gaseosas
los gases se mezclan en todas las proporciones,
formando siempre mezclas homogéneas. Porejemplo,
una mezcla de oxígeno y nitrógeno.
Cuando un líquido se disuelve en otro y forman una
solución, se dice que son solubles o miscibles. Pero,
si al mezclarse se forma más de una fase, se dice que
son insolubles o inmiscibles. Por ejemplo,el alcohol
es miscible o soluble en agua y el aceite es
inmiscible o insoluble en agua.
La naturaleza del soluto y del solvente. Para que
un soluto se disuelva debe presentar propiedades
similares al solvente. Es decir, la solubilidad aumenta
si las moléculas que entran en contacto tienen
propiedades eléctricas y estructurales semejantes.
Por esta razón, el agua, que es unamolécula polar,
disuelve a cientos de sustancias polares, como las
sales inorgánicas; y no disuelve a sustancias no
polares, como los aceites y las grasas. Los solutos
no polares forman soluciones con solventes no
polares, como el éter, el cloroformo y el tetracloruro
de carbono.
En las soluciones de líquidos o de sólidos disueltos en
líquidos debe haber atracción entre el soluto y el
solvente para que se forme una solución. Si no hay
atracción entre el soluto y el solvente, las partículas
de soluto permanecen unidas y no se mezclan con las
del solvente.
La temperatura. Generalmente al aumentar la
temperatura aumenta la solubilidad. Esto ocurre
porque la temperatura incrementa el movimiento de
las partículas, ya sean moléculas o iones. Por
ejemplo, si agregas azúcar a un vaso de agua
caliente, ésta se disolverá más rápido que enagua fría.
Sin embargo, la solubilidad de un gas en un líquido
y de un gas en sólido, disminuye al aumentar la
temperatura. Esto se debe a que, al aumentar la
temperatura, aumenta el movimiento de las partículas
de soluto y de solvente. Por tanto, las moléculas
gaseosas pueden escapar de la solución
cuando alcanzan la superficie del líquido en un
recipiente abierto.
La presión. La presión influye especialmente en la
solubilidad de las sustancias gaseosas en loslíquidos.
Al aumentar la presión, aumenta la solubilidad de los
gases en los solventes. Lapresión poco efecto tiene
en la solubilidad de los líquidos y los sólidos, ya que
son sustancias que se comprimen muy poco.
El tamaño de las partículas. Esta propiedad se
refiere al estado de subdivisión de las partículas que
conforman el soluto, es decir, a su tamaño. Tiene una
gran influencia en las soluciones formadas por
sustancias sólidas disueltas en líquidos. Entre más
pequeñas sean las partículasdel sólido, habrá mayor
superficie de contacto entre las moléculas de soluto y
de solvente, lo cual facilita el proceso de disolución.
Las moléculas polares del agua atraen los iones Na+y Cl- , los iones se desprenden del soluto
y pasan a la solución en donde se hidratan.
Teoría de Bronsted-Lowry
La teoría de Bronsted-Lowry plantea que un ácido es una sustancia que cede protones, H +, originando una base
conjugada; y una base es una sustancia que acepta estos protones, originando un ácido conjugado. Por ejemplo:
HC1 + H2O

H O+
+
Cl-
3
ácido + base
 ácido conjugado + base conjugada
Teoría de Lewis
Gilbert Lewis estableció que un ácido es aquella sustancia que acepta pares de electrones, y una base es la
sustancia que cede pares de electrones. Por ejemplo:
Las teorías anteriores explican el proceso por el cual las reacciones ácido-base se llevan a cabo. Es importante
tener en cuenta que, en una solución acida acuosa, la concentración de H+ es mayor que la concentración de OH1; en una solución básica acuosa, la concentración de OH 1- es mayor que la concentración de H+, y en una solución
neutra, estas concentraciones son iguales.
Para medir la acidez, el bioquímico Sören Sörensen inventó la escala de pH (potencial de hidrogeniones). Esta
escala está entre los valores de 0 a 14. Las sustancias que presentan un pH entre 0 y 6,4 son acidas, como los
cítricos y los jugos gástricos. Aquellas que tienen un pH entre 7,4 y 14 son básica , como los detergentes y la leche
de magnesia. Las que presentan un pH entre 6,5 y 7,3 son neutras, como el agua y la sangre humana.
8.1. VARIABLES DE ESTADO
En termodinámica,
una función
de
estado o variable de estado es una magnitud física
macroscópica que caracteriza el estado de un
sistema en equilibrio. Dado un sistema termodinámico
en equilibrio puede escogerse un número finito de
variables de estado, tal que sus valores determinan
unívocamente el estado del sistema.
El valor de una función de estado sólo depende del
estado termodinámico actual en que seencuentre el
sistema, sin importar cómo llegó a él. Esto significa
que si, en un instante dado, tenemos dos sistemas
termodinámicos
en
equilibrio con n grados de
libertad y medimos un mismo valor de n funciones de
estado independientes, cualquier
 la densidad
 la polarización.
otra función de estado tendrá el mismo valor en
ambos sistemas con independencia del valor de las
variables en instantes anteriores. En general, los
sistemas fuera del equilibrio no pueden ser
representados por un número finito de grados de
libertad, y su descripción es mucho más compleja.
Algunas variables de estado de un sistema en
equilibrio son:






la
la
la
el
la
la
energía interna
presión.
temperatura.
volumen
entalpía
entropía
8.2. EQUILIBRIO QUÍMICO
En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las
concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este
sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma proporción que
su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero,
si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este
proceso se denomina equilibrio dinámico.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON EL SIGUIENTE GRÁFICO
1. En el proceso de evaporación del agua se puede afirmar que se presenta un cambio de estado de:
a) Sólido a líquido.
b) Líquido a sólido.
c) Líquido a gas.
d) Gas a sólido.
2. En el proceso de precipitación el agua está cambiando su estado de:
a) Líquido a líquido.
b) Gas a líquido.
c) Líquido a gas.
d) Líquido a sólido.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 3 A 7 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
En el gráfico siguiente se muestran algunos montajes de separación
3. El montaje más adecuado para separar líquidos inmiscibles (insolubles) entre sí es:
a) Destilación.
c) Filtración.
b) Decantación.
d) Evaporación.
4. El montaje más adecuado para separar un sólido (insolubles) suspendido en un líquido es:
a) Filtración.
c) Evaporación.
b) Decantación.
d) Destilación.
5. Se tienen tres sólidos con las siguientes propiedades.
Sólido
Sal
Hierro
Azufre
Solubilidad
en agua
Si
No
No
Propiedades
magnéticas
No
Si
No
Flotabilidad
en agua
No
No
Si
Utilizando agua en cualquier momento, los montajes más adecuados para separar una mezcla de 1 g de
sal, 2 g de hierro y 1 de azufre sería:
a) Filtración, decantación, evaporación.
b) Separación magnética, destilación, evaporación.
c) Separación magnética, filtración, evaporación.
d) Filtración, separación magnética, decantación.
6. De acuerdo con la pregunta anterior, se tiene en un recipiente una mezcla de agua, azufre y sal. Para
separar estos materiales y obtener respectivamente azufre y sal debe:
a) Destilar y filtrar.
c) Filtrar y evaporar.
b) Evaporar y destilar.
d) Destilar, filtrar y evaporar.
7. Se tienen tres líquidos miscibles entre ellos con las siguientes características:
Líquido
Densidad (g/mL)
Punto de fusión
(ºC)
Punto de ebullición
(ºC)
W
1.20
- 75
X
1.00
0
Y
0.98
- 230
150
100
70
El montaje más adecuado para lograr la separación de los tres líquidos sería:
a) Evaporación.
c) Filtración.
b) Decantación.
d) Destilación.
8. La presión atmosférica es la fuerza que realiza los gases de la atmósfera sobre cualquier superficie de
la tierra. El barómetro es un instrumento utilizado para medir la presión atmosférica. La presión
atmosférica varía con la altitud. En el gráfico siguiente se muestra el montaje de un barómetro.
9. En el siguiente gráfico se muestra el montaje para separar la mezcla homogénea conformada por los
líquidos R y S, por medio de la destilación.
Como se muestra en el gráfico, al condensador se encuentran conectadas dos mangueras por las cuales
se hace circular agua fría. Debido a esta corriente de agua, se logra que la temperatura en el condensador
sea diferente de la temperatura en el balón. Esto se realiza con el fin de que la sustancia que proviene del
balón:
a)
b)
c)
d)
Reaccione con el agua.
Se transforme en líquido.
Aumente su temperatura.
Se transforme en gas.
10.
En un embudo de separación o decantación se colocan 1 mL de mercurio, 5 mL de agua, 10 mL de
hexano y 20 mL de aceite.
En la tabla siguiente se muestra algunas propiedades físicas de estas sustanc as.
Líquido
Densidad (g/mL)
Punto de fusión
(ºC)
Punto de ebullición
(ºC)
Mercurio
13.55
- 61
Agua
1.00
0
Hexano
0.66
- 95
Aceite
0.60
- 115
357
100
69
250
Los líquidos forman diferentes fases entre sí. El líquido que sale de primero del embudo de separación
corresponde a:
a) aceite.
b) Hexano.
c) Mercurio.
d) Agua.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 15 Y 16 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
A continuación se muestra una gráfica que representa el comportamiento de la temperatura a través del tiempo
para tres sustancias.
Sustancia
Punto de fusión (ºC)
Punto de ebullición (ºC)
noctano
- 57
126
Ag0ua
0
100
ndecano
- 30
174
11. El punto de ebullición del n-octano se localiza entre:
a) T3 y T4
b) T5 y T6
c) T2 y T5
d) T1 y T2
12. Teniendo en cuenta lo anterior, el n-decano cambia de:
a)
b)
c)
d)
Líquido a sólido entre T7 y T8.
Sólido a Líquido entre T7 y T8.
Sólido al líquido entre T3 y T4.
Líquido a gas entre T7 y T8.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 17 Y 18 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Para un átomo neutro el número de electrones es igual al número de protones, este es el númeroatómico.
El número de protones sumado al número de neutrones es el número de masa. De acuerdo a esto:
13. El número atómico o la carga del núcleo es el número de:
a)
b)
c)
d)
Neutrones de un átomo y se representa por la letra Z.
Neutrones de un átomo y se representa por la letra A.
Protones y neutrones de un átomo y se representa por la letra A.
Protones de un átomo y se representa por la letra Z.
14. El átomo
a)
b)
c)
d)
29
35
29
29
protones
protones
protones
protones
presenta:
y 35 electrones.
y 29 electrones.
y 35 neutrones.
y 29 de neutrones.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 19 A 21 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Los números corresponden a elementos de la tabla periódica.
15. El elemento más metálico corresponde al número:
a) 2
b) 1
c) 9
d) 7
16. El potencial de ionización o la energía de ionización, es la energía nec saria para
que un átomo
neutro en estado gaseoso pierda uno de sus electrones de la última capa o capa de
valencia, disminuyede arriba hacia abajo en el periodo y de derecha a izquierda en el grupo.
De los elementos enumerados anteriormente cual pierde más fácilmente un electrón de
valencia:
a) 1
c) 7
b) 6
d) 9
17. Cuando los valores de potencial de ionización y afinidad electrónica son altos para
un mismo
elemento, se dice que el elemento es muy electronegativo. Basado en esto Linos Pauling
estableció la llamada escala de electronegatividad, desde 4.0 para él más electronegativo
hasta 0.7 para el menos electronegativo. De los elementos dados en el esquema anterior a
cuál le queda más fácil formar unanión:
a) 6
b) 1
c) 5
d) 7