ÍNDICE DE CONTENIDO
TEMA 1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA...5
La teoría atómica de Dalton...5
La estructura del átomo...7
Modelo atómico de Bohr. estructura electrónica...10
La tabla periódica...11
Las agrupaciones de átomos...12
La masa molecular...14
La cantidad de partículas. El mol...14
El enlace químico...15
Ejercicios...17
TEMA 2. FORMULACIÓN QUÍMICA...21
Concepto de nº de oxidación...21
Combinaciones binarias...22
Ejercicios...25
TEMA 3. MEZCLAS Y DISOLUCIONES...29
Disoluciones...30
La solubilidad de las sustancias...31
Formas de expresar la concentración...31
Ejercicios...34
TEMA 4. REACCIONES QUÍMICAS...37
Fenómenos físicos y fenómenos químicos...37
Las reacciones químicas...37
Ley de conservación de la masa...38
Las reacciones químicas y la teoría atómica...39
Cálculos a partir de las ecuaciones químicas...40
Clases de reacciones...41
Energía de las reacciones químicas...42
Reacciones ácido base...45
Ejercicios ...47
TEMA 5. QUÍMICA ORGÁNICA...51
El origen de la química orgánica...51
El átomo de carbono...52
hidrocarburos...53
Compuestos orgánicos con grupos funcionales...57
Ejercicios...60
TEMA 6. ESTUDIO DEL MOVIMIENTO...61
La velocidad media...61
El movimiento uniforme...62
La aceleración media...63
Movimiento uniformemente acelerado...64
El movimiento uniformemente retardado...65
Ejercicios...66
TEMA 7. DINÁMICA...73
La ley de la inercia...73
Ley de proporcionalidad entre fuerzas y aceleraciones...74
Relación entre la fuerza y el movimiento...74
La tercera ley de la dinámica...75
Medida de fuerzas...75
Suma de fuerzas ...75
Ejercicios...77
TEMA 8. INTERACCIÓN GRAVITATORIA...81
Movimiento de caída libre...81
El peso de los cuerpos...82
La posición de la tierra en el universo...83
El modelo geocéntrico...84
El modelo heliocéntrico...84
La ley de la Gravitación Universal...85
La aceleración de la gravedad...86
TEMA 9. FENÓMENOS EN FLUIDOS...91
Medida de volúmenes...91
El principio de Arquímedes...93
La presión...95
El experimento de Torricelli...96
La atmósfera...97
La presión hidrostática...98
Principio de Pascal...99
Ejercicios...102
TEMA 10. TRABAJO Y ENERGÍA...107
Formas de la energía...107
Energía mecánica...108
Procesos de transferencias de energía. trabajo mecánico...110
Potencia mecánica...112
Ejercicios...113
TEMA 11. CALOR Y TEMPERATURA...115
La temperatura...115
Relación entre calor transferido y variación de temperatura...116
Equilibrio térmico...117
La relación entre energía térmica y temperatura...118
Calor y cambios de estado...119
Máquinas térmicas...120
El principio de conservación de la energía...121
Ejercicios...122
TEMA 12. FENÓMENOS ONDULATORIOS...125
Magnitudes características de las ondas...125
Reflexión y refracción de ondas...126
Ondas sonoras...127
La luz...131
El ojo humano...132
Tema 1. Estructura de la materia.
LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
A principios del S. XIX, un científico inglés llamado John Dalton propuso una teoría que permitió explicar las leyes observadas en los cambios químicos. La teoría no tuvo un éxito inmediato sino que, por el contrario, debió transcurrir prácticamente todo el siglo XIX para que fuese admitida por la mayoría de los científicos. Las ideas fundamentales de esta teoría son:
• La materia está formada por unas partículas muy pequeñas que reciben el
nombre de átomos.
• Existen diferentes clases de átomos.
• Todos los átomos de una misma clase tienen sus propiedades iguales.
La teoría atómica establece una correlación entre sustancias elementales y clases de átomos. De forma que a cada sustancia elemental le corresponde un clase de átomos. Por ejemplo a la sustancia elemental oxígeno le corresponde una clase exclusiva de átomos, que llamaremos átomos de oxígeno, lo mismo ocurre con la sustancia hierro, o con la sustancia plomo. En la tabla periódica se muestran todas las sustancias elementales conocidas y por lo tanto las posibles clases de átomos. A cada una de las clases de átomos se les llamará a partir de ahora elementos químicos.
Para representar los elementos químicos Dalton utilizó diversos símbolos iconográficos, pero posteriormente un químico llamado Berzelius sugirió una nueva representación que es la que se utiliza actualmente. Se representa a los elementos mediante un símbolo que utiliza solo las iniciales de los nombres de los
elementos. Este símbolo consistiría en la inicial del nombre latino del elemento. Si dos elementos poseían la misma inicial, podía añadirse una de las letras siguientes del nombre.
TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS
Los átomos podemos imaginarlos como esferas cuyo tamaño varía de un elemento a otro. Sus diámetros son muy pequeños y para expresar su valor se utiliza un submúltiplo del metro llamado picómetro 1 pm
=
10-12m. El átomo de hidrógeno, el más pequeño, tiene un diámetrometro en 1012partes -un billón de partes-, para obtener la longitud de un picómetro! Si
colocamos átomos de hidrógeno uno al lado del otro ¿cuántos cabrían en un metro?
¡Unos diez mil millones de átomos! Este número, es mayor que el número de habitantes de la Tierra.
MASA DE LOS ÁTOMOS.
Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas. Así, la masa de un átomo de hidrógeno, el más ligero de todos, es de 1,7 · 10-28kg y la masa de un átomo de plomo es tan
sólo de 3,53 ·10-26kg.
Al seleccionar una unidad, conviene elegirla de acuerdo con la cantidad que se desea medir. Así, la masa de una persona la expresamos en kg; en el laboratorio, al realizar una experiencia, pesamos en la balanza unos gramos o uno miligramos de sustancia.
Como un átomo es muy pequeño, para medir su masa necesitamos una unidad mucho menor que el kg, el g, e incluso el mg. ¿Dónde encontrar una unidad tan pequeña? Sólo la podemos encontrar en el propio mundo del átomo. Por ello, para medir las masas de los átomos se utiliza como unidad, la unidad de masa atómica , abreviadamente u. Se define la unidad de masa atómica (u) como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12.
Se llama masa atómica relativa de un isótopo, o masa isotópica, al cociente entre la masa de un átomo de un isótopo determinado y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono- 12.
Así, la masa isotópica del carbono-13 es 13,003. Esto significa que un átomo de carbono- 13 tiene una masa 13,003 veces mayor que la doceava parte de la masa del átomo de carbono- 12. Es lo mismo que decir que sus masa atómicas relativas son 13,003 y 12.
La mayoría de los elementos son mezclas de isótopos todos con masas distintas y, como en química lo que realmente se manejan son los elementos y no los isótopos por separado, interesa definir una masa atómica relativa que tenga en cuenta esta circunstancia.
Se define la masa atómica relativa de un elemento, o masa atómica, como el cociente entre la masa promedio de un átomo del elemento y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. Este es el dato que se muestra habitualmente en la tabla periódica.
CONTANDO LOS ÁTOMOS.
1 mol de átomos=6,022·1023átomos
Las cantidades de átomos se indican en moles. Así se expresa una cantidad como 2 moles de átomos de oxígeno en vez de 1,244·1024 átomos .
Para contar la cantidad de átomos de una muestra no es posible contarlos uno a uno, su cantidad es demasiado grande, pero se puede realizar de forma indirecta fácilmente, simplemente pesando la muestra si conocemos cuantos átomos hay en una masa determinada. Pues bien esto es conocido, la masa de un mol de átomos de un elemento es igual al valor de la masa atómica expresada en gramos. Por ejemplo si miramos la tabla periódica para el elemento oxígeno se muestra una masa atómica de 16, eso se quiere decir que:
1 átomo tiene una masa de 16 u.
1 mol de átomos tiene una masa de 16 g.
Lo mismo podríamos hacer para cualquiera de los elementos.
Ahora ya podemos calcular la cantidad de átomos presentes en una muestra de un elemento químico, para lo cual bastará dividir la masa de la muestra entre el valor de la masa atómica del elemento.
Número de moles=masa en gramos
masa atómica n=
m
̄
M
EJERCICIO RESUELTO.
Calcular el número de moles presentes en una masa de 45 gramos de magnesio. Masa atómica de Mg 24,3
n=m̄
M= 45
24,3=1,85 moles de Mg
LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.
LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.
uno significó un gran avance en el momento en que fueron propuestos pero hoy en día han sido superados por el modelo cuántico.
MODELO DE RUTHERFORD.
En 1911 a Rutherford, junto con sus discípulos Hans Geiger (1882-1945) y Gregor Marsden (1890-1956), se le ocurrió la idea de «bombardear átomos»
para intentar averiguar qué había en su interior, intentar «desmenuzarlos». Tomaron como blanco laminas de oro de un espesor de unas cuantas diezmilésimas de centímetro (hoy sabemos que contenía un espesor de 2.000 átomos). Detrás de la lámina de oro se colocaba una pantalla fluorescente para poder detectar los impactos de las partículas positivas o de otro tipo que pasaran. La experiencia ha pasado a la historia de la ciencia como el experimento de Rutherford y sus resultados llevaron a proponer un modelo del átomo. Las ideas fundamentales del modelo son:
Los átomos están constituidos por partículas subatómicas, los protones, neutrones y electrones.
Los átomos están están constituidos por un núcleo, que ocupa la parte central del átomo, y una corteza.
El núcleo está formado por dos clases de partículas: los protones y los neutrones. Las partículas que forman la corteza son los electrones.
Los distintos elementos químicos se diferencian entre sí por el número de protones que poseen en el núcleo.
Hay que indicar que en realidad el modelo propuesto originalmente por Rutherford no se basaba en estas ideas exactamente pues la existencia del neutrón no fue constatada hasta mucho después.
PROPIEDADES DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Los protones: Tienen carga eléctrica positiva. La carga del protón es de1,6·10-19 C. Esta carga
se llama carga elemental por ser la más pequeña conocida. La masa de un protón es de
1,67 ·10-27 kg.
Puesto que un átomo es eléctricamente neutro, es decir, no tiene exceso de cargas positivas ni negativas, el número de protones del núcleo es igual al número de electrones de la envoltura.
El núcleo atómico ocupa una mínima fracción del volumen total del átomo. Un átomo está tremendamente vacío: la mayor parte de su volumen carece de materia, como los electrones tienen una masa despreciable, comparada con la del protón o neutrón, casi la totalidad de la masa del átomo reside en el núcleo, el cual posee una gran densidad.
NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO.
Los núcleos de átomos distintos se caracterizan por su número atómico y su número másico definiéndose ambos como:
Número atómico: Número de protones que tiene un átomo en su núcleo, se representa por Z
Número másico: Suma de protones más neutrones de un átomo, se representa por A
con una relación entre ambos
A=NZ
A=número másico ; N=número de neutrones ; Z=número de protones
El número atómico se correlaciona con la clase de elemento químico, todos los átomos pertenecientes a un mismo elemento químico tienen el mismo número de protones, así el número atómico caracteriza a un elemento químico.
Todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones su número atómico Z=8
Todos los átomos de plomo tienen 82 protones su número atómico Z=82
Ahora puede ocurrir que dos átomos pertenecientes al mismo elemento químico, que poseen el mismo número de protones, difieran en su número de neutrones, es lo que se denominan isótopos.
Isótopos: son átomos que poseen el mismo número de protones pero difieren en el número de neutrones.
Por ejemplo existen átomos de carbono con seis protones y seis neutrones y otros con seis
ser radiactivo y otro no.
Para representar una clase de átomo determinado se utiliza una notación compacta de la forma que se muestra en la figura.
Por ejemplo veamos algunos casos
Átomo Nº protones Nº neutrones Nº electrones
C 6
12 6 protones 6 neutrones 6 electrones
C 6
14 6 protones 8 neutrones 6 electrones
Na 11
23 11 protones 12 neutrones 11 electrone
MODELO ATÓMICO DE BOHR. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA.
MODELO ATÓMICO DE BOHR. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA.
Tras Rutherford el siguiente paso en la mejora en la compresión de los átomos se produce con Niels Bohr que propone un nuevo modelo en el cual se contempla que los electrones que
rodean al núcleo no lo hacen de forma desordenada sino que se organizan en niveles con la particularidad de que el número que cabe en cada una de ellos es limitado. Los electrones van llenando los niveles sucesivamente dando lugar a lo que se conoce como estructura electrónica del átomo.
Los niveles se indican por el nombre de su capa y su subcapa. Los niveles correspondientes y el número máximo de electrones que pueden contener correspondientes a los elementos químicos con número atómico hasta 18 se indican en la tabla
Capa 1 Subcapa s 1s Caben 2 electrones
Capa 2 Subcapa s 2s Caben 2 electrones Subcapa p 2p Caben 6 electrones
Capa 3 Subcapa s 3s Caben 2 electrones Subcapa p 3p Caben 6 electrones
Las capas y subcapas se llenan en orden de energía creciente que viene dado por
1s<2s<2p<3s<3p
En el dibujo se muestran los primeros 18 elementos químicos y como se distribuyen los electrones en las distintas capas y subcapas.
Para saber el número de electrones de un átomo hay que tener en cuenta que en estado neutro su número es igual al de protones y debe coincidir con el número atómico del átomo. La razón es que la carga eléctrica total del átomo en estado neutro debe ser nula y se compensan las cargas positivas (que posee los protones) con las cargas negativas (que poseen los electrones).
sucesivamente las capas y subclavios que se van llenando en orden creciente de energías indoicando con un superíndice el número de electrones que hay en cada una.
Por ejemplo en el caso de un átomo de oxígeno hay un total de ocho electrones 2 en una subcapa 1s, dos en una subcapa 2s y cuatro en una subcapa 2p, la notación para reprensetar la configuración electrónica sería 1s22s22p4
LA TABLA PERIÓDICA.
LA TABLA PERIÓDICA.
Los elementos químicos se pueden clasificar obteniéndose como resultado la conocida como tabla periódica en ella se colocan todos los elementos conocidos organizados en números atómicos crecientes de forma que elementos con
comportamiento similar se encuentren colocados en la misma columna.
En la tabla periódica se habla de períodos y grupos.
PERÍODOS
Los elementos están alineados en filas horizontales llamadas
períodos y numeradas de la 1 a la 7. Cuando se ordenan de esta manera, se observa que, al llegar a un determinado elemento, si el siguiente lo ponemos debajo del primero, los dos elementos de la misma columna tienen propiedades semejantes.
GRUPOS O FAMILIAS
En cada columna se encuentran, pues, los elementos que presentan ciertas similitudes y forman los llamados grupos o familias. En la tabla periódica los grupos o familias van numeradas del 1 al 18.
1
1 22 33 44 55 66 77 88 99 1010 1111 1212 1313 1414 1515 1616 1717 1818
A lc a li n o s A lc a li n o té rr e o s
Metales de transición
Cada uno de los grupos o familias es conocido con un nombre determinado
Los elementos del grupo l (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) son los metales alcalinos.
El grupo 2 está constituido por los llamados metales alcalinotérreos (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
El grupo 13 es la familia de los térreos (B, Al, Ga, In, Tl).
El grupo 14 es la familia de los carbonoideos (C, Si, Ge, Sn y Pb)
El grupo 15 es la familia de los nitrogenoideos (N, P, As, Sb, Bi).
El grupo 16 es llamado familia de los anfígenos (O, S, Se, Te, Po).
El grupo 17 está constituido por los elementos llamados halógenos (F, Cl, Br, I, At).
El último grupo, el número 18, lo forman los gases nobles, llamados así porque difícilmente reaccionan con otros elementos. Son gases monoatómicos.
LAS AGRUPACIONES DE ÁTOMOS.
LAS AGRUPACIONES DE ÁTOMOS.
Los átomos se unen entre sí para formar estructuras más complejas, las moléculas y los cristales. Las uniones entre los átomos se producen mediante lo que se conoce como enlace químico, que puede ser de varios tipos, iónico, covalente o metálico.
Las moléculas son estructuras que se forman por la unión entre dos átomos y se pueden clasificar según su composición en:
MOLÉCULAS DE ELEMENTOS
Los elementos gaseosos contienen, en estado natural, moléculas separadas unas de otras, y además, formadas, en la mayoría de los casos, por dos átomos (moléculas diatómicas). Hemos hablado de la molécula de hidrógeno, H2. El subíndice significa que está formada por dos
átomo
MOLÉCULAS DE COMPUESTOS
dierectamente entre ellos.
Ejemplos son la molécula de agua está constituida por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, o la de amoníaco formada por tres átomos de hidrógeno unidos a un átomo de nitrógeno, Pero también es una molécula el ADN formado por millones de átomos unidos entre sí.
CRISTALES.
Muchas sustancias sólidas no contienen moléculas separadas unas de otras, sino que forman cristales con numerosos átomos dispuestos ordenadamente. Los metales están constituidos por átomos iguales del propio elemento, ordenados en estructuras cristalinas. Otros cristales están formados por iones de distinto signo: iones positivos de elementos metálicos y negativos de no metálicos. Son los compuestos iónicos, entre los que se encuentran las sales.
El cristal de cloruro de sodio está constituido por iones negativos de cloro y positivos de sodio. Un cristal iónico está formado por la unión de un metal y un no metal.
Los metales y las sustancias iónicas son compuestos no moleculares. Se presentan en formas cristalinas.
FÓRMULAS QUÍMICAS
Las fórmulas son la representación mediante símbolos de los compuestos químicos. indican los elementos que forman el compuesto y el número de átomos de cada elemento en la molécula, o la proporción en que se combinan si el compuesto es iónico. Veamos algunos ejemplos:
La fórmula del hidrógeno molecular esH2, lo que indica que el símbolo del elemento es H y
que una molécula está formada por dos átomos. La del oxígeno esO2, también con dos
átomos por molécula. La fórmula del agua esH2Oy representa que una molécula de agua
tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
LA MASA MOLECULAR.
LA MASA MOLECULAR.
Al ser las moléculas agrupaciones de átomos unidos entre sí mediante enlaces químicos, si se desease conocer la masa de una molécula el procedimiento es sencillo, sumar la masa de cada uno de los átomos que componen la molécula, a esta cantidad se la conoce como masa molecular. Ejemplo calcular la masa molecular de trióxido de dihierro Fe2O3
La molécula esta compuesta por 2 átomos de Fe y por tres átomos de O, si miramos en la tabla periódica las masa atómicas de cada clase de átomos sonO=16 uyFe=55,8 u. La
masa molecular delFe2O3es:
O:16x3 48,0 u Fe:2x55 ,8 111,6 u ... 159,6 u
LA CANTIDAD DE PARTÍCULAS. EL MOL.
LA CANTIDAD DE PARTÍCULAS. EL MOL.
La teoría atómica propone que la materia no es continua sino que está formado por partículas y como tales será posible contarlas. Pero al ser las partículas de tamaño tan pequeño, en una masa de materia del orden de 1 gramo, habrá una cantidad enorme de partículas, por ejemplo en 2 gramos de hidrógeno hay del orden de 1024 partículas, cantidad que representa un billón
de billones.
Manejar números de esta magnitud no es cómodo, así que se ha introducido una nueva unidad para contar partículas, el mol, cuya equivalencia en cantidad de partículas es:
1 mol
=
6,022·10
23partículas
Las partículas de distintas sustancias difieren el valor de sus propiedades como el caso de su masa por lo que la misma caridad de partículas de diferentes sustancias tendrá distinta masa .
La masa de un mol de partículas de una determinada sustancia es llamada masa molar de la sustancia .
La masa de un mol de partículas (6,022·1023 ) de una sustancia se denomina masa molar de la sustancia.
La unidad de masa molar que usaremos habitualmente es molg .
Hay que resaltar que se considera como partícula cualquier entidad que se mueva libremente así se incluyen los átomos libres como las moléculas.
Un mol de moléculas de agua serán6,022·1023moléculas de agua.
EL ENLACE QUÍMICO.
EL ENLACE QUÍMICO.
La unión de átomos se logra mediante el enlace químico que se produce por la interacción entre los electrones de distintos átomos. Existen tres clases de enlaces químicos el enlace iónico, el enlace covalente y el enlace metálico.
El enlace iónico se realiza por transferencia de electrones y posterior atracción eléctrica. Se da entre elementos de las columnas 16 y 17 con los de las columnas 1 y 2.
Un ejemplo de sustancia que presenta esta clase de enlace es el cloruro de sodio. El enlace se forma debido a la formación de
iones, átomos con carga eléctrica, el sodio pierde un electrón y queda cargado positivamente. El cloro gana un electrón y queda cargado negativamente. Posteriormente se atraen ambos iones mediante atracción eléctrica. Mediante el enlace iónico no se forman moléculas, salvo en estado gaseoso sino cristales, cada ión está
rodeado de muchos iones por los que atraído.
El enlace covalente se produce por compartición de electrones. Mediante pares de electrones que pertenecen a ambos átomos se forma la unión. Mediante esta compartición se logra que la última capa de cada uno de los átomos se encuentre llena. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones formándose enlace covalentes sencillos, dobles o triples.
La unión es direccional, produciendo la unión entre dos átomos determinados entre sí. Se da principalmente entre elementos de las columnas 15, 16 y 17, tanto entre átomos del mismo elemento o de distinto elemento.
Un ejemplo de sustancia covalente son las moléculas homoatómicas como el cloro molecular
El enlace metálico se debe a la perdida de los electrones externos y su compartición por todos los átomos agrupados. Es un enlace muy complejo y no se trata en este curso. Se da entre elementos metálicos (por ejemplo columnas 1 y 2 entre otras).
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE.
Las propiedades físicas de las sustancias son el resultado de las interacciones de las moléculas entre sí y la naturaleza de éstas está estrechamente relacionado con el tipo de enlace.
ENLACE IÓNICO
Todos son sólidos con puntos de fusión muy altos. En general son duros pero frágiles.
En estado sólido no conducen la electricidad, sí la conducen si están fundido o disueltos en agua,..
Muchos compuestos iónicos son muy solubles en agua (pero no todos) y en otros disolventes polares
ENLACE COVALENTE
COMPUESTOS MOLECULARES
No son conductores de la corriente eléctrica.
Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pues las fuerzas de atracción entre las moléculas son débiles. Son solubles en disolventes no polares, como el CCl4
(tetracloruro de carbono) o elCS2(disulfuro de carbono).
CRISTALES ATÓMICOS
Sus puntos de fusión y ebullición son altos (superiores a los 3.500 ºC), debido a la fortaleza de los enlaces. No son solubles ni en disolventes polares ni apolares Suelen ser malos conductores, pero hay excepcioners como el grafito.
ENLACE METÁLICO
Los metales son todos sólidos a temperatura ambiente, salvo el mercurio, Hg que es líquido.
Los puntos de fusión y ebullición varían mucho, pero por lo general son más altos que los de los elementos no metálicos.
Habitualmente, los metales son densos, y su densidad es mayor en general que la de los no metales.
Los metales son dúctiles (se pueden extender en hilos con poca dificultad) y maleables (se pueden laminar fácilmente).
Su brillo metálico se debe a su alto poder de reflexión (reflejar la luz que les llega).
EJERCICIOS.
EJERCICIOS.
1.-Completa el siguiente cuadro
Nombre del elemento Símbolo químico del elemento Masa atómica
Flúor
Litio
Hierro
Cobalto
Níquel
Cinc
Magnesio
Platino
Yodo
Estaño
2.-Calcular la cantidad de moles que hay en: a) 30 gramos de nitrógeno. b) 25 gramos de Oro. c) 60 gramos de potasio. d) 1 gramo de aluminio.
3.-¿Donde hay mayor cantidad de átomos en 2 gramos de hidrógeno o en 200 gramos de plomo?
4.-¿Cuántos gramos pesaran: a) 4 moles de Fe. b) 2,2 moles de Cl. c) 0,38 moles de Ca. d) 35 moles de Carbono.
5.-¿Cuántas átomos hay: a) En 2 moles de oro. b) El dos moles de uranio. c) En 0,45 moles de hierro.
6.-¿Donde habrá mayor cantidad de átomos en 2 moles de hierro o en 2 moles de nitrógeno?
7.-¿Donde hay mayor cantidad de átomos en 4 gramos de oxígeno o en 4 gramos de nitrógeno?
8.-Explica en que difieren en su composición los siguientes isótopos.
8.a.-126
C
yC
6 14
8.b.-19
K
39 y
Ar
9.-Completar el siguiente cuadro
Símbolo Nº
atómico(Z) Nº másico (A) protonesNº de neutronesNº de electronesNº de
11 23
2 4
92 238
19 39
82 208
20 39
10.-Completar el siguiente cuadro
Símbolo Nombre (Z) Configuración electrónica
H Hidrógeno 1 1s1
He 2
Li 3
Be 4
B 5
C 6
N 7
O 8
F 9
Ne 10
Na 11
Mg 12
Al 13
Si 14
P 15
S 16
Cl 17
Ar 18
a.- Dióxido de carbono(CO2); b.- Ácido sulfúrico: (H2SO4); c.-Sulfato de aluminio Al2SO43;
d.-Fosfato de sodioNa3PO4 ; e.-SacarosaC12H24O12
12.-¿Cuál es la masa molecular de los siguientes compuestos?
a.-Ácido sulfurico(H2SO4); b-Carbonato sódicoNa2SO3 c.-Amoniaco(NH3);d.-Sulfato de
aluminioAl2SO43; e.-Glucosa (C6H12O6)
¿Cuál es la masa molecular de los siguientes compuestos? a.-NicotinaC10H14N2 b.-Colesterol
C27H46O c.-IbuprofenoC13H18O d.-AspirinaC9H8O4
13.-¿Cuántas partículas de propano hay en 2 moles de dicho compuesto?
14.-¿Cuántas partículas de dióxido de azufre(SO2)hay en 100 gramos de dicho gas? Masa
molar=64 g mol .
15.-Calcular la masa de 100 moles de amoníaco(NH3).Masa molar=17 g mol .
16.-¿Cuántos moles de amoniaco(NH3)hay en 100 gramos de dicho gas?Masa molar=17 g mol
17.-Calcular la masa de 80 moles de agua Masa molar del agua=18 g mol .
18.-¿Cuántas partículas habrán en 5 moles de agua? ¿Y en 5 moles de amoniaco? ¿donde hay
mayor número de partículas en 100 gramos oxígeno molecularO2o en 100 gramos de
amoníaco(NH3)
19.-¿Cuántos moles de dióxido de carbono(CO2)hay en 300 gramos de este gas?
20.-Calcular el número de moles de cada sustancia que hay en a) 200 gramos de ácido sulfúrico(H2SO4). b) 100 gramos de hidróxido sódico(NaOH). c) 150 gramos de glucosa
(C6H12O6). d) 30 gramos de hidrógeno molecularH2.
21.-¿Cuál es la masa en g de una partícula de butano? Masa molar=58 g
mol .Según lo expresado en la tabla indica el tipo de enlace que tiene cada sustancia
Sustancia Punto de fusión Solibilidad en agua Conductividad eléctrica
Sustancia A Alto Si En disolución
Sustancia B Bajo No No
Tema 2. Formulación química.
CONCEPTO
CONCEPTO
DE Nº
DE Nº
DE OXIDACIÓN.
DE OXIDACIÓN.
El número de oxidación se puede definir como la capacidad de combinación de un elemento químico con respecto a otros elementos, cuando forman entre sí diversos compuestos químicos. Los números de oxidación positivos de algunos elementos más usuales se muestran en el siguiente cuadro.
Nombre Símbolo oxidaciónNº Nombre Símbolo oxidaciónNº Nombre Símbolo oxidaciónNº de
Litio Li +1 Zinc Zn +2 Oxígeno O -2
Sodio Na +1 Cadmio Cd +2 Hidrógeno H -1
Potasio K +1 Aluminio Al +3 Fluor F -1
Rubidio Rb +1 Cobalto Co +2, +3 Cloro Cl -1
Plata Ag +1 Hierro Fe +2, +3 Bromo Br -1
Berilio Be +2 Níquel Ni +2, +3 Iodo I -1
Magnesio Mg +2 Oro Au +1, +3 Azufre S -2
Calcio Ca +2 Plomo Pb +2, +4
Estroncio Sr +2 Estaño Sn +2, +4
Bario Ba +2 Mercurio Hg +1.+2
COMBINACIONES MONARIAS
Son compuestos en que todos los átomos pertenecen al mismo elemento, como más importantes citaremos las moléculas del propio
elemento como He , O2,O3,N2, H2, P4
Son compuestos que reciben frecuentemente nombres vulgares. Su nomenclatura se limita a la utilización de prefijos griegos ante el nombre del elemento en cuestión.
Cl2 dicloro
O3 trioxígeno
Lista de prefijos
Mono 1 Penta 5
Di 2 Hexa 6
Tri 3 Hepta 7
COMBINACIONES BINARIAS.
COMBINACIONES BINARIAS.
En el caso de compuestos binarios (compuestos formados por dos elementos), se deben seguir como norma:
Escribir siempre el elemento de número de oxidación positivo a la izquierda y el de número de oxidación negativo a la derecha, aunque al nombrarlos se hace en orden inverso.
Al escribir la formula de un compuesto se intercambian los números de oxidación de los diferentes átomos. grupos o iones que intervienen, colocándolos como subíndices y simplificándolos, teniendo en cuenta que el número 1 no se escribe y que en la fórmula final deben aparecer siempre números enteros.
ÓXIDOS.
Se denominan óxidos a los compuestos binarios del oxigeno con otro elemento.
ÓXIDO=OXÍGENO+ ELEMENTO QUÍMICO
Nomenclatura tradicional: Si el elemento que forma el óxido sólo puede actuar con un número de oxidación se puede nombrar:
Con la terminación -ico
Con la palabra óxido seguida de la preposición de y el nombre del metal.
Na2O: Óxido de sodio u óxido sódico.
Si el elemento que forma el óxido sólo puede actuar con dos números de oxidación :
Se nombran con la palabra óxido seguida del nombre del metal terminado en -ICO u -OSO, según que el metal actúe con el MAYOR o con el MENOR estado de oxidación.
Fe2O3 : Óxido férrico
Nomenclatura sistemática: En esta nomenclatura se indica la proporción de los constituyentes mediante prefijos los correspondientes a la tabla
Pb O2:Dióxído de plomo.
Fe2O3: Trióxido de dihierro.
Nomenclatura de Stock: En esta nomenclatura se nombran los compuestos nombrando el elemento con su nombre y el el caso de que posea más de un número oxidación se indica este entre paréntesis.
N2O5: Óxido de nitrogeno (V)
Nomenclatura
tradicional Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock
K2O Óxido de potasio Monóxido de dipotasio Óxido de potasio
ZnO Óxido de zinc Monóxido de zinc Óxido de zinc
FeO Óxido ferroso Monóxido de hierro Óxido de hierro (II)
SnO2 Óxido estannico Dióxido de estaño Óxido de estaño (IV)
COMBINACIONES BINARIAS CON EL HIDRÓGENO.
HIDRUROS METÁLICOS: Son compuestos en los cuales el hidrógeno actúa con número de oxidación -1 y va precedido en las fórmulas por el símbolo del metal. Se siguen las mismas formulaciones anteriores pero ahora en vez de oxido se denominan hidruros
PbH2 Hidruro plumboso Dihidruro de plomo Hidruro de plomo (II)
CaH2 Hidruro cálcico Dihidruro de calcio Hidruro de calcio
SnH4 Hidruro estannico Tetrahidruro de estaño Hidruro de estaño (IV)
HALUROS DE HIDRÓGENO (ÁCIDOS HIDRÁCIDOS)
Es la combinación del hidrógeno con alguno de los siguientes elementos: F, Cl, Br, I y S los cuales actúan con número de oxidación negativos, actuando el hidrógeno con el número de oxidación +1.
Se nombran añadiendo el no metal la terminación —uro y completando con la expresión de hidrógeno. En disolución acuosa presentan nombre especiales, la siguiente tabla los muestra.
Compuesto Nombre En disolución acuosa
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico
HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico
H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico
Compuesto Nombre especial aceptado
NH3 Amoníaco
H2O Agua
PH3 Fosfina
NaH Hidruro sódico Monohidruro de sodio Hidruro de sodio BaH2 Hidruro de bario Dihidruro de bario Hidruro de bario
Al H3 Hidruro de aluminio Trihidruro de aluminio Hidruro de aluminio
HALOGENUROS.
Son combinaciones de los halógenos con un metal, actuando el halógeno con el numero de oxidación (-1).
Nomenclatura tradicional
Nomenclatura sistemática
Nomenclatura de Stock
NaCl Cloruro de sodio Cloruro de sodio Cloruro de sodio
CaCl2 Cloruro de calcio Dicloruro de calcio Cloruro de calcio
FeCl3 Cloruro férrico Tricloruro de hierro Cloruro de hierro(III)
SULFUROS.
Son combinaciones del azufre con un metal, actuando el azufre con el numero de oxidación (-2).
Nomenclatura tradicional Nomenclatura
sistemática Nomenclatura de Stock
Na2S Sulfuro de sodio Sulfuro de disodio Sulfuro de sodio
CaS Sulfuro de calcio Sulfuro de calcio Sulfuro de calcio
EJERCICIOS.
EJERCICIOS.
1.-Completa la siguiente tabla de óxidos
Nomenclatura
tradicional Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock
Al2O3
PbO
Li2O
CaO
Au2O
BeO
NiO
Co2O3
Ag2O
HgO
Na2O
Fe2O3
Rb2O
2.-Completa la siguiente tabla de hidruros
Nomenclatura tradicional
Nomenclatura sistemática
Nomenclatura de Stock RbH
CaH2
PbH4
PbH2
ZnH2
Li H KH
Nomenclatura
tradicional Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock
ZnCl2
PbCl4
Hg Cl2
CdCl2
Li Cl
FeCl2
BeCl2
Al Cl3
4.-Completa la siguiente tabla de sulfuros
Nomenclatura tradicional Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock
Fe2S3
PbS2
BaS
HgS
SnS
BeS
Li2S
SrS
Au2S
Au2S3
1.-Completar los cuadros en blanco
FÓRMULA N. TRADICIONAL N. SISTEMÁTICA N. DE STOCK
Cloruro de bario
Óxido de aluminio
FÓRMULA N. TRADICIONAL N. SISTEMÁTICA N. DE STOCK
CoCl3
Óxido mercúrico
Tetracloruro de estaño
ZnH2
Hidruro de aluminio
Monóxido de dipotasio
Al2S3
Oxido niqueloso
AuBr
Cloruro de aluminio
Óxido de bario
Dióxido de plomo
BaS
Cloruro de plata
Mg Cl2
Hidruro de litio
CaO
Cloruro de estroncio
Monosulfuro de calcio
Óxido de sodio
Oxido de berilio
Hg2S
Tricloruro de hierro
Oxido de aluminio
Hg Cl
Oxido de plata
FÓRMULA N. TRADICIONAL N. SISTEMÁTICA N. DE STOCK
Sulfuro férrico
NiCl2
Cloruro de sodio
Tema 3. Mezclas y disoluciones
En el medio natural es muy raro encontrar sustancias en estado puro. Por ejemplo el agua que bebemos contiene sales disueltas y cuando la publicidad nos habla de agua pura, no lo es en sentido que se da al concepto de sustancia pura en química, en realidad quiere indicar que no ha sido modificado después de ser recogida del medio natural. La norma general es que los sistemas materiales sean una mezcla de muchas sustancias.
La materia se clasifica en dos categorías principales:
• Sustancias puras: es una porción de materia que presenta una propiedades características (temperatura de fusión, temperatura de ebullición, densidad...) que poseen unos valores fijos y que difieren de los de otras sustancias.
• Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias puras, cada una de las cuales mantiene su propia composición y propiedades.
Las definiciones para ser comprendidas en toda su extensión necesitan que se profundice en los conocimientos químicos, determinar si un sistema material es una sustancia pura o no, requiere que sea sometida a pruebas, cuyos resultados nos proporcionan la respuesta.
Las mezclas a su vez pueden ser homogéneas o heterogéneas.
• Una mezcla homogénea aquella presenta unas propiedades y una composición uniformes en todas sus porciones.
• Una mezcla es heterogénea es aquella cuya composición y propiedades varía en distintas porciones de la misma.
Las homogeneidad o no de una mezcla depende de la escala de observación que tomemos, por ejemplo a simple vista la leche nos parece homogénea, pero si la observamos a través de un microscopio se ve que presenta heterogeneidades. Si una de las sustancias que componen la mezcla está en una proporción muy superior al resto, a ésta se la llama sustancia dispersante, al resto sustancias dispersas. Para distinguir entre distintas clases de mezclas se ha tomado como criterio el tamaño que forman los aglomerados de las sustancias dispersas.
Nombre de la mezcla. Tamaño de los aglomerados. Observación de los aglomerados. Ejemplo.
Suspensión Mayor que 10−6m Visibles a simple vis-ta o con un
micros-copio. Polvo en suspensión en el aire.
Coloide Entre 10−9m y 10−6m Visibles con ultrami-crocopios o
gún instrumento.
DISOLUCIONES
DISOLUCIONES
En lo que sigue trataremos de las disoluciones, que definiremos como la mezcla homogénea de dos o más sustancias en la que no se pueden distinguir partes diferentes mediante ningún instrumento. Las disoluciones reciben el nombre de binarias, ternarias..., según que consten de dos, tres... componentes.
En las disoluciones se distinguen el disolvente y los solutos. Para especificar a que sustancias le corresponden estas denominaciones se toma como criterio que el disolvente es la sustancia en mayor proporción si las sustancias que se mezclan están en el mismo estado de agregación, o aquel cuyo estado de agregación es el mismo que el de la disolución si los componentes, se encuentran en distinto estado de agregación.
Las disoluciones se pueden formar entre sustancias que se encuentren en distinto estado de agregación, siendo posible todas las combinaciones.
Disolvente
Sólido Líquido Gaseoso
S
o
lu
to
Sólido Bronce (mezcla de cobre y estaño). Agua de mar. Humo (Disolución de partículas de carbón en
aire).
Líquido Mercurio en cobre o zinc (amalgama). Alcohol y agua. Niebla (Disolución de agua en estado líquido en aire).
Gaseoso Hidrógeno en paladio. Oxígeno en agua. Aire (mezcla de nitrógeno, oxígeno y otros gases en
menor proporción).
El disolvente más utilizado es el agua, las disoluciones acuosas son fundamentales en la naturaleza, aunque muchas veces se debe hablar de coloides o suspensiones más que de disoluciones. Son también ampliamente utilizadas en los laboratorios químicos. Pero existen otras muchas sustancias que se utilizan como disolventes en los laboratorios químicos como el tetracloruro de carbono, el hexano o el alcohol.
Los disolventes se clasifican en dos grandes grupos los disolventes polares y los disolventes apolares. Entre los primeros destaca el agua, entre los segundos se encuentran sustancias como el benceno, el tetracloruro de carbono y muchos otros disolventes orgánicos.
existe una regla “lo igual disuelve a lo igual”.
LA SOLUBILIDAD DE LAS SUSTANCIAS
LA SOLUBILIDAD DE LAS SUSTANCIAS
Cuando se pretende disolver un sólido en un líquido no es posible disolver una cantidad ilimitada. Existe una proporción máxima soluto/disolvente, que al ser superada hace que aunque se adicione más soluto este no se disuelva, esta cantidad se conoce como solubilidad. El valor de la solubilidad es característico de cada sustancia y depende de la temperatura y se suele expresar en gramos de soluto por cada 100 gramos de disolvente.
Cuando se una disolución contiene la máxima cantidad de soluto que es capaz de disolver en proporción a la cantidad de disolvente se dice que la disolución está saturada.
Otros dos conceptos cualitativos relacionados con las proporciones disolvente/soluto son:
Disolución concentrada: cuando existe una alta proporción de soluto.
Disolución diluida: cuando existe una baja proporción de soluto.
Ambos conceptos son relativos, dependiendo para clasificar a una disolución como concentrada o diluida de su relación con lo cerca
que esté de estar saturada.
Según el modelo corpuscular la disolución se produce al interponerse las partículas del disolvente entre las de soluto.
FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN
FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN
Las disoluciones pueden presentar proporciones muy diferentes entre sus componentes. La proporción entre las cantidades de soluto y de disolvente de una disolución, define una característica de la misma denominada «concentración».
“Concentración es la cantidad de soluto existente en cada unidad de peso o volumen de una disolución.”
Hay muchas formas diferentes de expresar la concentración de una disolución, pero solo consideraremos tres:
Tabla de solubilidades
Sustancia 100 gramos aguagramos soluto
Gramos/litro: es el número de gramos de soluto por litro de disolución.
Concentración(g/L)=m
V =
gramos de soluto Litros de disolución
Tanto por ciento en masa: Es el número de gramos de soluto contenido en cada 100 g de disolución.
% en masa= gramos de soluto
gramos de disolución · 100
gramos de disolución=gramos de soluto+ gramos de disolvente
Molaridad: Es el número de moles de soluto contenido en un litro de disolución. Se representa por M.
MolaridadM= nº de moles
litros de disolución
EJERCICIOS
EJERCICIO RESUELTO
Se ha preparado una disolución, disolviendo 200 g de sulfato cúprico(CuSO4), añadiendo agua hasta completar un volumen de 3 litros. Calcular su molaridad. Masa molar del sulfato cúprico 159,6 g/mol
Un mol de sulfato cúprico contiene 159,6 g de dicha sustancia; por lo tanto, los 200 g disueltos contendrán
nº de moles de CuSO4=m̄
M=
200
159,6=1,253 moles de CuSO4
Esta cantidad de soluto está contenida en 3 litros de disolución. En consecuencia, el número de moles contenidos en un litro de la misma es
Molaridad=1,253
3 =0,418 M
Recordar
1 Litro(L)=1000 mL
Para cambiar de mililitros (mL) a litros hay que dividir por 1000
1 Litro(L)=1000 cm3
En muchas ocasiones el soluto es un líquido por lo que se necesita conocer cual es el volumen que se necesitará para la preparación.
EJERCICIO RESUELTO
Se desea preparar 2 litros de una disolución de alcohol etílico en agua de concentración 0,25 M ¿Qué volumen de alcohol etílico deberemos tomar?
Datos:densidad alcohol etílico=0,79 g
cm3; Masa molar=46 gmol
Para la preparación se necesitará un número de moles igual a n=M · V=0,25 · 2=0,5 moles
Cuya masa esm=n ·M̄ =0,5 · 46=23 gramos
Que se corresponden con un volumen de Vsoluto=m
d= 23
0,79=29,1 cm
EJERCICIOS.
EJERCICIOS.
1.-Se prepara una disolución disolviendo 30 gramos de sal en 1 litro de agua. a)¿Cuál es el soluto? b) ¿Cuál es el disolvente? c) ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada en g/L?
2.-Se prepara una disolución disolviendo 20 gramos de sal en medio litro de agua. ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada en g/L?
3.-Se prepara una disolución disolviendo 10 gramos de sal en 250 mL de agua. ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada en g/L?
4.-Se prepara una disolución disolviendo 30 gramos de sal en 150 mL de agua. ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada en g/L?
5.-Se prepara una disolución disolviendo 35 gramos de sosa en agua hasta obtener un volumen de disolución de en 125cm3¿Cuál es la concentración de la disolución expresada
en g/L?
6.-¿Cuantos gramos de sal serán necesarios para preparar medio litro de una disolución de concentración 20 g/L?
7.-¿Cuantos gramos de sal serán necesarios para preparar 200 mL de una disolución de concentración 50 g/L?
8.-Se tienen 200cm3 de una disolución de agua de mar siendo su concentración en sal de 2
g/L si se evapora se toda el agua ¿Cuantos gramos de sal quedarían?
9.-Se prepara una disolución mezclando 30 gramos de sal y 200 gramos de agua. a)¿Cuál es el soluto? b) ¿Cuál es el disolvente? c) ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada % en masa?
10.-Se prepara una disolución mezclando 25 gramos de sal y 450 gramos de agua. ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada % en masa?
11.-Se prepara una disolución mezclando 300 gramos de alcohol y 750 gramos de agua. ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada % en masa?
12.-Se dispone de una disolución de azúcar en agua de una concentración del 5 % en masa de azúcar ¿qué cantidad de azúcar habrá en 400 gramos de disolución?
13.-Se dispone de una disolución de sal en agua de una concentración del 2 % en masa de sal ¿qué cantidad de sal habrá en 500 gramos de disolución?
15.-Se dispone de una disolución de sal en agua de una concentración del 6 % en masa de sal ¿qué cantidad de sal habrá en 2000 gramos de disolución
16.-Se ha preparado una disolución, disolviendo 100 g de cloruro sódico y añadiendo agua hasta completar un volumen de 2 litros. Calcular su molaridad. Masa molar del cloruro sódico=58,5 g /mol
17.-¿Cuántos gramos de metanol se necesitan para preparar 3 litros de una disolución 0,25 M? Masa molar del metanol=31 g/mol
18.-Se tiene una disolución de 20 g de etanolC2H5OHen 250 ml. ¿Cuál es su molaridad? Masa molar del etanol=46 g/mol.
19.-¿Cómo prepararías 500 cm3 de una disolución 0,5 M de NaOH? La masa molar de NaOH es 40 g/mol
20.-El vinagre es una disolución acuosa diluida de una gran cantidad de sustancias, siendo el soluto que se encuentra en mayor proporción el ácido acético. Al analizar un vinagre comercial se encontró que tenía una concentración molar de 0,6 M ¿Cuántos gramos de ácido acético habrán en 200 mL de este vinagre? Masa molar del ácido acético=62 g/mol.
21.-Se disuelven 7 g de sacarosa en 200 mL de agua. Obtener la concentración de la
Tema 4. Reacciones químicas.
FENÓMENOS FÍSICOS Y FENÓMENOS QUÍMICOS.
FENÓMENOS FÍSICOS Y FENÓMENOS QUÍMICOS.
Si miramos a nuestro alrededor, veremos que todo se transforma constantemente, cambios de posición, de forma de temperatura, e incluso en la propia naturaleza de las sustancias. Si se buscase clasificar estas transformaciones, se harían dos grandes grupos:
Las transformaciones en las cuales no cambia la naturaleza química de los cuerpos; es decir, no aparecen sustancias nuevas, que denominaran transformaciones físicas.
Las transformaciones en las que cambia la naturaleza de las sustancias, que se denominan transformaciones químicas.
Como ejemplo de transformación química, podríamos citar el proceso por el cual trozo de hierro a la intemperie durante cierto tiempo, se recubre de herrumbré; que es una sustancia con distintas propiedades de las del hierro, otros ejemplos de fenómenos químicos son la combustión del butano, la fabricación de jabón, la oxidación de un metal, las funciones de nutrición de los seres vivos, los procesos que tienen lugar en los alimentos al cocinarlos, la constitución de las rocas y los minerales, etc.
Como ejemplo de fenómenos físicos citaremos, la caída de un cuerpo por la atracción gravitatoria de la Tierra, el cambio de estado de una sustancia por variación de su temperatura, la reflexión de la luz en superficies especulares; la dilatación de un cuerpo por efecto del calor, el paso de la corriente eléctrica por un conductor, etc., no suponen cambios de las sustancias que intervienen en estos procesos.
Cualquier cambio o transformación de sustancias en otras diferentes se denomina fenómeno químico.
LAS REACCIONES QUÍMICAS.
LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En las reacciones químicas la materia se transforma, ya que las sustancias que hay al comenzar el proceso no son las mismas que al finalizar éste.
Por ejemplo se produce un fenómeno químico cuando al bicarbonato de sodio se le añaden unas gotas de vinagre, se produce un
gas, que se manifiesta por las burbujas de la efervescencia., si se identifican las sustancias obtenidas, se comprueba que el gas es dióxido de carbono y también se obtiene cloruro de sodio.
precipitados se produce una reacción espontánea y violenta en la que se forman hidróxido de sodio e hidrógeno. Las propiedades de ambas sustancias son muy diferentes a las que tienen el sodio y el agua, se ha producido, por tanto, una reacción química.
En las transformaciones químicas, también llamadas reacciones químicas, aparecen sustancias nuevas, la materia se transforma.
ECUACIONES QUÍMICAS.
En toda transformación química desaparecen sustancias y aparecen nuevas sustancia. Las sustancias iniciales se denominan reactivos y a las sustancias finales productos. Para describir una reacción química se utiliza una simbología química que consiste en escribir las sustancias reactivo, a continuación una flecha y detrás las sustancias producto.
Sustancias reactivo Sustancia producto
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. En el primer miembro de la ecuación se escriben las fórmulas de los reactivos, y en el segundo las de los productos. Los dos miembros se separan por una flecha . Por ejemplo, la reacción del ácido clorhídrico
HClcon el hidróxido de sodioNaOHse escribe así:
Ácido clorhídrico hidróxido de sodio Cloruro de sodio agua
HCl NaOH NaCl H2O
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.
En una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Es decir, la masa del sistema (reacción) permanece constante. Esta ley fue enunciada por Lavoisier que, después de numerosas experiencias, llegó a la siguiente conclusión:
En cualquier sistema químicamente cerrado las masas finales se conservan iguales a las iniciales, cualesquiera que hayan sido los cambios internos.
masa de reactivos=masa de productos
Así, por ejemplo, cuando reaccionan 4 g de azufre con 7 g de hierro se obtienen 11 g de sulfuro de hierro(II). Podría ocurrir que en la reacción química uno de los productos fuera un gas, en cuyo caso, para que la masa se conservara, habría que realizar dicha reacción en un recipiente cerrado; un ejemplo de este tipo de situación es
CaCO3CaOCO2
LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA TEORÍA ATÓMICA
LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA TEORÍA ATÓMICA
Dado que los átomos son inmutables en las reacciones químicas la cantidad de átomos de cada clase de elemento químico que interviene no cambia, hay los mismos antes y después de la reacción química. En una reacción química lo que cambia es como se encuentran unidos los átomos rompiéndose enlaces y formándose otros nuevos. La teoría atómica de la materia interpreta que:
“Una reacción química es una reorganización de los átomos que forman las sustancias reaccionantes (reactivos) para obtener otras nuevas, de propiedades
diferentes, llamadas productos de reacción, sin que aparezcan ni desaparezcan nuevos átomos, existe la misma cantidad de cada clase antes y después de la
reacción”
Cuando reacciona el cloro
Cl2
con el hidrógenoH2,reactivos, se forma cloruro de hidrógeno
HCl
, producto. La ecuación química del proceso esH2Cl2 2 HCl
Para poner de manifiesto la conservación del número de átomos de cada elemento aparece en las ecuaciones químicas un número delante de una de las fórmulas químicas, estos número se denominan coeficientes estequiométricos y se colocan porque la cantidad total de átomos de cada clase no varía en una reacción química. La búsqueda de los coeficientes estequiométricos se conoce como ajuste de ecuaciones químicas.
Una forma de representación de reacciones es el modelo de bolas, en el cada átomo se representa por una esfera.
EJERCICIO RESUELTO.
Ajusta la reacción del sodio con el agua para dar hidrógeno e hidróxido de sodio:
NaH2ONaOHH2
Igualamos el número de hidrógenos en ambos miembros de la reacción colocando el coeficiente 2 al H2O y al 2 al NaOH, con lo que se tienen 4 átomos de hidrógeno a cada lado.
Na2H2O2NaOHH2
Como los átomos de oxígeno ya están ajustados (2 átomos en cada miembro), sólo es necesario ajustar los de sodio, lo que se soluciona colocando el coeficiente 2 al Na.
2Na2H2O2NaOHH2
La ecuación está ajustada, sus coeficientes son enteros y los menores posibles, pues no son divisibles.
CÁLCULOS A PARTIR DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS.
CÁLCULOS A PARTIR DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS.
Cada vez que se realiza una reacción con objeto de preparar un compuesto químico debemos formulamos preguntas como: ¿qué cantidad de cada reactivo debe pesarse y dejar que reaccione para producir la cantidad deseada de producto? Si sólo se dispone de unos pocos gramos de reactivo, ¿qué cantidad del otro reactivo será necesaria? ¿Qué cantidad de producto podrá obtenerse a partir de una cantidad dada de los materiales de partida? ¿Permanecerá inalterada alguna cantidad de los reaccionantes?
Como ya hemos indicado, las ecuaciones químicas representan un lenguaje muy preciso y versátil. De ellas se puede obtener importante información cualitativa y, lo que es más importante, información cuantitativa.
La presencia de trióxido de azufre en el aire como polucionante se debe a la reacción del dióxido de azufre con el oxígeno atmosférico.
2 SO2+ O2→2 SO3
La ecuación química ajustada anterior nos proporciona distintas informaciones
Cada Reaccionan con Para formar
2 moléculas de SO2 1 molécula de O2 2 moléculas de SO3
2 moles de SO2 1 mol de O2 2 moles deSO3
128 g de SO2 32 g de O2 160 g de SO3
Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles o de masas.
química permitirá utilizando las reglas de proporcionalidad responder a las preguntas que se realizaban al principio
Brevemente diremos que para resolver los problemas de estequiometría se precisan cuatro etapas:
1- Escribir la ecuación química igualada.
2- Transferir en moles la información suministrada.
3- Pasar la información de moles a gramos.
4.-Establecer las relaciones entre las sustancias.
EJERCICIO RESUELTO.
¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de metano, CH4?
Recordando la ecuación igualada:
CH4 2O2 CO2 2H2O 1 mol 2 moles 1 mol 2moles
16 g 64 g 44 g 36 g
Esto nos indica que 16 g de metano reaccionan con 64 g de oxígeno, por lo que se puede establecer la siguiente proporción de reacción:
16 g de CH4−−−−−−−64 g de O2 24 g de CH4−−−−−−−−x g de O¿
despejando se obtiene
x=24⋅64
16 =96 g de O2
CLASES DE REACCIONES.
CLASES DE REACCIONES.
Las reacciones químicas se pueden clasificar en distintos tipos, a continuación veremos tres de ellos, aunque hay otros distintos:
REACCIONES DE SÍNTESIS.
El producto obtenido tiene color grisáceo y, al acercarle un imán, sólo experimenta una débil atracción magnética. Es el sulfuro de hierro (II). La ecuación correspondiente al proceso es
FeS FeS
En esta reacción dos elementos se han unido para formar un compuesto: este tipo de reacción de combinación recibe el nombre de reacción de síntesis. Otra forma de reacción de síntesis es la que tiene lugar entre moléculas sencillas de compuestos que se unen para formar una molécula más compleja. Así sucede, por ejemplo, en la siguiente reacción:
SO3 O2 H2SO4
Reacciones de síntesis son aquellas en que las moléculas de dos elementos o compuestos se unen para formar la molécula de otro compuesto.
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN.
Esta clase de reacciones es, en cierto modo, el caso contrario de las reacciones de síntesis. Como ejemplo se puede tomar la descomposición del clorato de potasioKClO3 .
En un tubo de ensayo se coloca un poco de clorato de potasio pulverizado. Esta sustancia es un producto cristalino de color blanco. También se añade una pequeña cantidad de otra sustancia, el dióxido de manganeso, MnO2, cuya única finalidad es la de favorecer la
descomposición del clorato. Al calentar con la llama del mechero de gas, se va descomponiendo el clorato. Si acercamos a la boca del tubo un palito de madera con un punto de ignición, se observa cómo se aviva la llama, debido a que en dicha descomposición se produce oxígeno. La ecuación que describe esta reacción es la siguiente:
2 KClO3 2 KCl 3 O2
Reacciones de descomposición consisten en que una sustancia se descompone en otras más sencillas.
ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
ENERGÍA QUÍMICA.
Se llama energía química a la energía almacenada en los enlaces de las sustancias. A diferencia de otras formas de energía, la energía química se almacena y se transporta con facilidad.
REACCIONES EXOTÉRMICAS Y ENDOTÉRMICAS
Todas las reacciones químicas transcurren con un intercambio de energía con el medio ambiente. La energía que entra en juego en una reacción química es generalmente energía calorífica, aunque en muchos casos viene acompañada de energía luminosa o energía eléctrica. Una combustión, por ejemplo, genera luz y calor.
Una reacción exotérmica es una reacción en la que se desprende energía. Las combustiones y un gran número de reacciones de formación de compuestos a partir de sus elementos (por ejemplo, agua a partir de hidrógeno y oxígeno) son reacciones exotérmicas. Es importante señalar que muchas reacciones exotérmicas necesitan un pequeño aporte inicial de energía para producirse (una chispa eléctrica o una pequeña llama, por ejemplo). Ahora bien, una vez iniciada la reacción, la cantidad de energía que se desprende es muy superior que la energía que adquiere a la que se suministró al principio de la reacción.
Una reacción endotérmica es una reacción que necesita un aporte continuo de energía para producirse. La descomposición, mediante el calor, del carbonato de calcio en óxido de calcio y
dióxido de carbonoCaCO3 CaOCO2es una reacción endotérmica.
REACCIONES DE COMBUSTIÓN
Estamos habituados a utilizar sustancias, como la madera, el carbón o el butano, C4H10, para
aprovechar el calor producido cuando las quemamos. Este proceso, llamado combustión, constituye un tipo muy importante de reacción química. Veamos cómo tiene lugar. Cuando encendemos una vela, la cera, que es una mezcla de hidrocarburos, es decir, de sustancias formadas por carbono e hidrógeno, se funde, se vaporiza y se quema produciendo luz y calor. La cera es un combustible. Ahora bien, para la combustión se necesita algo más que el combustible, se necesita oxígeno.
La combustión no comienza espontáneamente, sino que debe iniciarse mediante aplicación de una llama o de una chispa eléctrica, después, continúa por sí misma.
El primer combustible empleado por el ser humano fue la madera. Posteriormente, con el paso de los siglos, se ha obtenido energía utilizando otros combustibles, como el carbón. Más tarde
empezó a utilizar el gas natural; el propanoC3H8; el butanoC4H10;la gasolina; etc., que son hidrocarburos.
