QUIMICA I Guía de estudio para presentar exámenes de Recuperación y

[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
QUIMICA I
Guía de estudio para presentar
exámenes de Recuperación y
Acreditación Especial.
1
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
UNIDAD I
OBJETO DE ESTUDIO DE LA
QUÍMICA
1.1
LA QUÍMICA UNA CIENCIA INTERDISCIPLINARIA
Explicar la relación de la Química con otras ciencias.
La Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia y sus cambios.
También estudia a la energía y los cambios energéticos relacionados con la materia.
Los principios químicos contribuyen al estudio de otras ciencias como: física, biología, agronomía, geología,
medicina, oceanografía y otras más. Pero también la química se nutre de muchas de ellas, ejemplificaremos
algunas de estas relaciones.
Con la Física se superpone porque ambas estudian la materia y la energía, aunque los cambios de la materia
que producen nuevas sustancias solo es parte del dominio de la química.
Nutre a la Biología con el conocimiento de la estructura molecular de proteínas, hormonas, enzimas y ácidos
nucleicos. También con las investigaciones de los procesos biológicos como: respiración, digestión,
reproducción y fotosíntesis. Porque son de naturaleza química.
Sirve a la Agronomía en la producción de vegetales con fertilizantes químicos, insecticidas y variedades
mejoradas de semillas.
Los avances en la Medicina y la quimioterapia se atribuyen en parte al desarrollo de nuevos productos
químicos, muchos de ellos se han extraído de productos naturales, pero la mayoría han sido sintetizados
artificialmente. La Química ha contribuido a la investigación y desarrollo de una gran variedad de anestésicos
que han permitido optimizar las cirugías. También a desarrollar vacunas y antibióticos que hacen posible
prevenir y erradicar enfermedades microbianos.
Da apoyo a la Geología con la determinación de la composición y estructura química de las rocas y minerales
de la tierra.
La Química necesita de las Matemáticas para la determinación de medidas y cálculos cuantitativos, mediante
números, fórmulas y símbolos.
Se relaciona con la Geografía determinando la composición química de: atmósfera, suelos, aguas terrestres y
pluviales.
Sirve a la Astronomía al analizar la composición química de planetas, estrellas y demás cuerpos celestes.
EJERCICIOS
INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes planteamientos y responde en los espacios.
1. Escribe cual es el objeto de estudio de la Química.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
2. Escribe tres aplicaciones de la Química en beneficio de la Medicina.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
INSTRUCCIONES: Lee con atención la siguiente pregunta y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de
la opción que conteste correctamente.
3. ( ) Al determinar la composición química de la atmósfera, los suelos y las aguas terrestres y pluviales,
la Química contribuye al estudio de la …
a) física.
b) agronomía.
c) geografía.
2
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
d) astronomía.
1.2 MATERIA
Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio (volumen) y que tiene masa, se encuentra principalmente en
los estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso, los cuales se describen a continuación:
Estado Sólido
Son rígidos tienen una forma definida difícil de cambiar.
Ocupan un volumen fijo.
Las partículas que lo forman están muy juntas.
Las fuerzas de cohesión entre sus partículas son muy grandes.
Prácticamente no es posible comprimir un sólido.
Sus partículas presentan movimiento vibratorio.
Algunos ejemplos de sólidos son: aluminio, acero, cobre, polietileno, sal, madera, arena, entre otras.
Estado Líquido
Tienen un volumen fijo.
No tienen forma propia.
Las partículas que lo constituyen están más separadas que en los sólidos.
Las fuerzas de cohesión son menores que en los sólidos, pierden rigidez y sus moléculas se deslizan
unas sobre otras.
La movilidad de sus partículas confiere fluidez al líquido y le permite modificar su forma de acuerdo al
recipiente que lo contiene.
Casi no se puede comprimir.
Algunos ejemplos de líquidos son: alcohol, sangre, gasolina, miel, mercurio, aceite, agua y otros más.
Estado Gaseoso
No tiene forma definida.
No tiene volumen propio, pues tiende a ocupar el volumen del recipiente que lo contiene.
La fuerza de atracción entre sus partículas es mucho menor que en los líquidos y sólidos. Por esta
razón prácticamente se considera despreciable.
Las partículas que lo forman están muy separadas entre sí y desordenadas.
Sus partículas son prácticamente independientes entre sí, con gran movilidad.
Se puede comprimir hasta ocupar un volumen muy pequeño o se puede expandir indefinidamente.
Se difunde fácilmente.
Algunos ejemplos de gases son: aire, butano, oxígeno, dióxido de carbono, cloro, metano y otros.
Sin importar el o los estados de agregación en los que se manifiesta la materia, esta a su vez se presenta en la
mayoría de las veces como una mezcla de sustancias. También la podemos encontrar como sustancia pura.
Clasificación de la materia en cuanto a su composición.
Las sustancias puras siempre tienen la misma composición y pueden ser elementos o compuestos.
Los elementos están formados por un solo tipo de átomos y no pueden descomponerse por ningún método
químico para dar sustancias más simples. Por conveniencia, los químicos representan a los elementos
mediante símbolos químicos.
Los compuestos están formados por la combinación química de átomos de elementos diferentes, pero
siempre con la misma composición en proporciones fijas y definidas, se pueden separar en los elementos que
los forman por métodos químicos.
Las propiedades de los compuestos difieren de las de los elementos que los forman. Los químicos los
representan mediante fórmulas.
Ejemplos de sustancias puras
Elementos Símbolos Compuestos Fórmulas
Cobre
Cu
Hierro
Fe
Aluminio
Al
Oxígeno
O
Agua
H2O
3
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
Cloruro de sodio
Dióxido de carbono
Hidróxido de sodio
NaCl
CO2
NaOH
Una mezcla es una combinación física de dos o más sustancias (elementos y/o compuestos), en la cual las
sustancias conservan sus propiedades características, tienen una composición variable y se pueden separar en
sus componentes por métodos físicos. Las mezclas pueden ser de dos tipos: homogéneas, en las que no se
distinguen a simple vista los componentes que la forman; es decir, están constituidas por una sola fase y por
consiguiente tiene la misma composición en todas sus partes. Las mezclas heterogéneas son aquellas en las
que se observan los componentes que lo forman; es decir, presenta dos o más fases y no tiene las mismas
propiedades en todas sus partes.
Ejemplos de mezclas
Homogéneas
Leche
Bronce
Petróleo
Alcohol-agua
Aire
Heterogéneas
Granito
Espuma
Aceite-agua
Agua de tamarindo
Té con hielo
Las características de una sustancia que se perciben mediante los sentidos o con algún aparato o instrumento
adecuado, se denominan propiedades y nos sirven para reconocer y diferenciar a las sustancias. Todas las
propiedades medibles de la materia pueden ser: extensivas o intensivas.
La longitud, el volumen, el peso, la cantidad de sustancia, el calor y la masa son características que
dependen de la cantidad de materia considerada, estas propiedades se les denominan extensivas. Por
depender del tamaño de muestra son aditivas. Por ejemplo, 100 g de NaCl se juntan con 50 g de NaCl, reunida
dan una masa total de 150 g de NaCl.
Las propiedades intensivas, en cambio, no dependen de la cantidad de materia considerada, ejemplo de estas
son: la densidad, el punto de fusión y de ebullición, la viscosidad y el calor específico.
Estas propiedades son no aditivas. Por ejemplo, la densidad definida como la masa de una sustancia dividida
entre su volumen, tiene el mismo valor en una muestra de 500 mL de agua cuya densidad es de 1.0 g/mL, que
en una muestra de 1000 mL de agua y si las juntamos seguirá conservando una densidad de 1.0 g/mLl.
Las propiedades intensivas son las características más utilizadas en química para identificar sustancias,
comprobar su pureza y determinar si una sustancia es adecuada para cierto uso.
Ejemplo de propiedades intensivas
Sustancia Densidad g/mL Punto de fusión ºC Punto de ebullición ºC
Agua 1.0 0 100
Alcohol 0.79 -114.1 78.5
Mercurio 13.5 -38.87 356.72
El estado de agregación y las propiedades de la materia en general están determinados por la temperatura y la
presión a la que se encuentra.
A presiones bajas y temperaturas suficientemente altas, la sustancia puede encontrarse en estado gaseoso,
pero, si disminuimos gradualmente la temperatura pasará al estado líquido y, finalmente, al estado sólido. El
paso de un estado de agregación a otro se llama cambio de estado ó cambio fase.
El siguiente esquema contiene los cambios de estado que una sustancia puede experimentar.
4
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
Sublimación
Fusión
Sólido
Evaporación
Líquido
Solidificación
Gas
Condensación
Deposición
EJERCICIOS
INSTRUCCIONES: Lee con atención las siguientes preguntas y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra
de la opción que contesta correctamente cada una de ellas.
1. (
) En las mezclas heterogéneas se observan los componentes que la forman. ¿Cuál de los siguientes
ejemplos corresponde a este tipo de mezcla?
a) Agua salada.
b) Oxigeno y helio.
c) Aceite y vinagre.
d) Refresco de cola con alcohol.
2. (
) Lee cuidadosamente los siguientes enunciados e identifica cuales corresponden a características
de los elementos.
I. Son sustancias que se pueden descomponer.
II. Se representan por medio de símbolos.
III. Son sustancias formadas por átomos del mismo tipo.
IV. Se representan mediante fórmulas.
a) I y II
b) III y IV
c) I y IV
d) II y III
3. (
) ¿Cuál es el estado de agregación que no tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente
que lo contiene?
a) Sólido.
b) Líquido.
c) Gaseoso.
d) Coloidal.
4. (
) El agua hierve a 100° C al nivel del mar. Esta característica corresponde a una propiedad…
a) extensiva.
b) intensiva.
c) química.
d) general.
5. (
) Son propiedades extensivas de la materia:
a) volumen y masa.
b) densidad y temperatura.
c) longitud y densidad.
d) calor y temperatura.
6. (
) Las propiedades que no dependen de la cantidad de materia se denominan…
a) extensivas.
b) generales.
c) químicas.
d) intensivas.
7. (
) Si en la ciudad de México, donde la presión es de 0.769 atm el agua hierve a 92°C. ¿Cómo será
su punto de ebullición en Aguascalientes que se encuentra a una presión de 0.89 atm?
a) Igual.
b) Menor.
c) Mayor.
5
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
d) Constante.
8. (
) La condensación se puede presentar cuando…
a) enfriamos agua líquida.
b) calentamos agua líquida.
c) calentamos agua sólida.
d) enfriamos agua gaseosa.
9. (
) ¿En qué estado de agregación se encuentra el agua a altas temperaturas y bajas presiones?
a) Sólido.
b) Líquido.
c) Gas.
d) Plasma.
1.3 ENERGÍA
Toda la materia contiene energía, pero por lo general no lo percibimos a través de nuestros sentidos, sólo
apreciamos sus efectos. Hay energía cuando movemos una maquina, se quema un papel, ingerimos nuestros
alimentos ó cuando encendemos una lámpara, es decir, siempre que se efectúa un cambio ó fenómeno se
manifiesta la energía.
La engría se presenta en diversas formas a las que llamamos manifestaciones. La observación de los
cambios ó transformaciones de la energía ha demostrado que se puede almacenar o transformar pero no se
puede crear ni destruir. De esta manera, si durante un proceso una sustancia pierde un poco de energía, ésta
será transferida a otra sustancia en cantidad equivalente.
Algunas formas de manifestación de la energía en la vida cotidiana, son las siguientes:
Energía radiante ó energía solar fundamentalmente es luminosa y calorífica, es producida por la fusión de los
átomos de hidrógeno, se considera como la principal fuente de energía de la tierra, calienta la atmósfera y la
superficie terrestre, estimula el crecimiento de las plantas a través de la fotosíntesis y tiene influencia sobre los
comportamientos globales del clima.
Actualmente se utiliza para producir energía eléctrica, aunque su costo todavía es alto, tiene como ventajas ser
una fuente de energía renovable y con un impacto ambiental mínimo por lo que se considera una “energía
limpia”.
Energía nuclear proviene de la alteración del núcleo de los átomos, se utiliza fundamentalmente para producir
energía eléctrica y térmica. Debido a los accidentes en las plantas nucleares y la radiactividad desprendida por
los desechos radiactivos, este tipo de energía ha sido altamente nociva para los seres vivos y ha provocado
problemas de contaminación ambiental.
Energía térmica. Es la energía asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. Es producida
por una fuente calorífica, como el sol, pero también por la combustión de combustibles fósiles como petróleo,
carbón y gas natural. La energía térmica se utiliza en los hogares, comercios, industrias y para producir energía
eléctrica en las plantas termoeléctricas. Desgraciadamente los productos de la combustión incompleta y las
impurezas de los combustibles fósiles son liberados a la atmósfera contaminándola. Además todas las
transformaciones energéticas generan energía térmica lo cual ha provocado el calentamiento del planeta
(efecto invernadero).
Energía mecánica. Corresponde al movimiento causado por el funcionamiento de las maquinas, a contribuido
a facilitar el trabajo físico del hombre y al desarrollo de las industrias. Tiene como desventaja que al
manifestarse la energía mecánica se genera calor y esto ha provocado un aumento en la temperatura de la
atmósfera.
Energía eléctrica. Es un flujo de electrones que circula a través de un conductor, es la forma de energía más
utilizada en todo el mundo, para uso residencial, comercial, industrial y transporte. Su consumo indiscriminado
puede ocasionar crisis energéticas que repercutirán en problemas económicos, sociales y políticos en el
mundo. La energía eléctrica mundial se produce principalmente al quemar combustibles fósiles en las plantas
termoeléctricas, proceso que ha contaminado la atmósfera con la emisión de gases tóxicos.
La segunda fuente de obtención de energía eléctrica es a través de plantas hidroeléctricas, su proceso es el
menos contaminante, pero no en todas las zonas del mundo existe suficiente agua para aprovecharla. La
tercera fuente son las plantas núcleo eléctrica que son caras y muy contaminantes.
Energía química. Es una forma de energía que se almacena dentro de las unidades estructurales de las
sustancias. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, se
6
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
almacena o se convierte en otra forma de energía. Esta energía es la segunda fuente energética más
importante, después de la solar, pero es la más utilizada por el hombre y la sociedad. Una desventaja es el uso
que se ha hecho de manera indiscriminada de los hidrocarburos y combustibles fósiles, los cuales son
considerados como recursos no renovables y altamente contaminantes.
Energía eólica. Es una fuente gratuita de “energía limpia”, que se debe al movimiento del aire, aprovechado a
través de aspas ó motores y un mecanismo de transmisión que genera electricidad, bombea agua, muele
granos, etc. Como desventaja se tiene la irregularidad de la velocidad del aire que provoca que la producción
de energía no sea continua ó que se pueda dañar la instalación, la cual tiene un alto costo.
Energía geotérraica. Es la energía del vapor y las aguas termales producidas por el calor del subsuelo.
Cuando estos flujos pueden controlarse y manejarse es posible emplearlos para activar la turbina de un
generador que produzca electricidad o para producir energía térmica (calor). La desventaja es que son pocos
los lugares del mundo donde este fenómeno se encuentra a una escala y con una confiabilidad que permita su
explotación de otras energías. El impacto ambiental que provoca es mínimo.
Energía mareomotriz. Las mareas se aprovechan para producir energía eléctrica en centrales mareomotrices,
aprovechando la energía que se genera durante los movimientos de ascenso y descenso de la marea. Entre
los condicionantes esta la fuerza y amplitud de las mareas. No produce ningún tipo de contaminación, salvo la
estética.
INSTRUCCIONES: Lee con atención las siguientes preguntas y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra
de la opción que contesta correctamente cada una de ellas.
1. ( ) ¿En cuál de los siguientes fenómenos esta involucrada la energía química, la luminosa y la
calorífica?
a) Combustión del gas butano.
b) Oxidación del hierro.
c) Fusión del hielo.
d) Digestión de alimentos.
2. ( ) Se produce por la fusión de los átomos de hidrógeno y es considerada la principal fuente de
energía de la Tierra.
a) Eólica.
b) Mecánica.
c) Solar.
d) Geotérmica.
3. ( ) Es la forma de energía que se encuentra almacenada dentro de las unidades estructurales de las
sustancias. Además es una fuente energética muy utilizada por el hombre y la sociedad.
a) Eléctrica.
b) Química.
c) Mareomotriz.
d) Nuclear.
4. ( ) La energía solar es considerada una fuente de energía limpia, __________________ y
actualmente se utiliza para producir energía _____________________.
a) no renovable - eólica
b) renovable - eólica
c) gratuita - mecánica
d) renovable - eléctrica
5. ( ) La energía eléctrica se produce principalmente al quemar combustibles fósiles en plantas
termoeléctricas, ¿cuál es la principal desventaja de este proceso?
a) Utilización de recursos renovables.
b) Emisión de gases tóxicos a la atmósfera.
c) Tiene un alto costo monetario.
d) Requiere de grandes cantidades de agua.
6. ( ) El consumo indiscriminado de la energía química de los hidrocarburos y combustibles fósiles han
ocasionado el agotamiento de_______________ y problemas ______________.
a) recursos no renovables - ecológicos
b) recursos renovables - ecológicos
c) aire - sociales
d) agua – económicos
7
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
1.4 CAMBIO
Toda la materia se transforma continuamente, a estos cambios se les conoce con el nombre de físicos,
químicos nucleares. Siempre que se lleven a cabo estos cambios, existe una interacción entre la materia y la
energía, ya que cuando una sustancia se transforma, alguna forma de energía interviene.
Cambios Físicos. Son transformaciones de la materia en las que no se altera su composición. Se puede decir
que el cambio es aparente, las propiedades físicas de las sustancias se modifican y las propiedades químicas
se conservan. Cambia la forma, el tamaño ó el estado de agregación. La energía implica en un cambio físico
generalmente es pequeña. Ejemplos de fenómenos físicos son: la lluvia, el arco iris, un ciclón, la formación de
granizo, fundir acero, cortar madera, hervir agua entre otros.
Cambios Químicos. Son aquellos en los cuales se transforma la composición de la materia, cambian sus
propiedades originales y se obtienen nuevas sustancias con propiedades diferentes. La energía desprendida o
absorbida es mayor que en el caso del cambio físico. Todos los cambios químicos se denominan reacciones
químicas. Son ejemplos de cambios químicos: La combustión de los hidrocarburos ( gasolina, petróleo, gas
butano ), la oxidación de los metales, la fermentación de la leche, la digestión, la respiración, la cocción de
alimentos, la electrólisis, la fotosíntesis, entre otros.
Cambios Nucleares. Son aquellos en los que se modifica el número de partículas que existen dentro del
núcleo de los átomos (protones y neutrones) de los elementos químicos. Estos cambios involucran grandes
cantidades de energía. Otra de sus características es que producen radiactividad o emisión de partículas alfa ,
beta y gamma en forma natural. Los cambios nucleares pueden ser de dos tipos: fisión nuclear y fusión
nuclear.
La fisión nuclear es la producción de núcleos ligeros a partir de la división de un núcleo pesado. Se presenta en
los reactores nucleares, en la bomba atómica y en las reacciones en cadena.
La fusión nuclear es la unión de dos núcleos ligeros para formar un núcleo más pesado, con liberación de gran
cantidad de energía. Se presenta en las estrellas, en el sol y en el centro de la tierra.
INSTRUCCIONES: Lee con atención las siguientes preguntas y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra
de la opción que contesta correctamente cada una de ellas.
1. ( ) Los cambios en los que se transforma la composición de la materia y se producen nuevas
sustancias con propiedades ________________ , se denominan cambios ________________.
a) iguales - físicos
b) diferentes - químicos
c) diferentes - físicos
d) iguales - químicos
2. ( ) ¿Cuáles son los cambios en donde las propiedades químicas de una sustancia no se alteran, sólo
cambia su estado de agregación, forma o tamaño?
a) Físico.
b) Nuclear.
c) Químico.
d) Atómico.
INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados y escribe en los paréntesis de la izquierda
una F si el enunciado corresponde aun cambio físico, una Q si es un químico o una N si es nuclear.
3.
( ) I. Aserrado de madera
( ) II. Explosión de la dinamita.
( ) III. Calentamiento del vidrio.
( ) IV. Fusión del hielo
( ) V. Quemar madera.
( ) VI. Cocción de un huevo.
( ) VII. Fisión del uranio.
( ) VII. La fusión del hidrógeno para formar helio
8
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA Y
TABLA PERIODICA
2.1 PRIMERAS APROXIMACIONES AL MODELO
ATÓMICO ACTUAL
Los filósofos griegos Demócrito y Leucipo en el siglo V a.c. fueron los primeros en introducir la palabra átomo,
que se refería a una porción de la materia y que era indivisible. Cada sustancia del universo las piedras,
nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas más lejanas, están formadas por pequeñas partículas
llamadas átomos.
Tras la conjetura de Demócrito hubieron de pasar más de veinte siglos antes de que se hiciera un avance
importante en la historia del átomo.
El desarrollo de las leyes ponderales iniciado a finales del siglo XVIII, dio a la Química su carácter de ciencia
cuantitativa al reconocer la importancia de las mediciones precisas haciendo uso de la balanza.
Aunque el conocimiento de los átomos es algo nuevo y moderno, en realidad éstos existían desde mucho antes
de la formación de la Tierra. Sin embargo la concepción sobre la existencia del átomo y su estudio son muy
importantes, porque el comportamiento físico y químico de la materia, depende de la manera en que los
átomos se unen o interactúan. Las leyes ponderales dan una explicación lógica de la estructura atómica de la
materia.
Las leyes ponderales son:
De conservación de la masa o de Lavoisier.
De las proporciones constantes o de Proust.
De las proporciones múltiples o de Dalton.
A continuación se presentan cada una de ellas para que conozcas quien las propuso, cuándo, algunos de los
experimentos que los sustentan y sus enunciados.
El auge de la Química moderna se produjo con la obra del químico francés Antoine Lavoisier (1743–1749),
cuyo trabajo esencialmente experimental, se caracterizó, por el uso sistemático de la balanza como
instrumento de medición.
Lavoisier dedujo la ley de la conservación de la masa después de efectuar múltiples experimentos, en los
cuales midió cuidadosamente la masa antes y después de una reacción. Entre sus experimentos destaca el
siguiente:
En una retorta, Lavoisier calentó mercurio líquido en presencia de aire durante 12 días (a). Se formó una sal
rojiza encima del mercurio (b) y se perdió 20% del volumen del aire. Posteriormente, separo dicha sal y la pesó.
Al calentar, la sal se convirtió nuevamente en mercurio líquido y se liberó el volumen de gas perdido en la
primera parte, al que Lavoisier identificó como oxígeno.
Lavoisier comprobó que la masa antes y después de la reacción era la misma.
9
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
Lavoisier notó en éste y otros experimentos, que no había cambio de masa entre las sustancias que tomaban
parte en las reacciones químicas antes y después del cambio, mediciones que le sirvieron de base para
postular en 1783 el enunciado que se conoce como ley de la conservación de la masa.
LA MASA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SÓLO SE TRANSFORMA
Ejemplo: Durante la descomposición de 100 g de óxido de mercurio (HgO) se obtienen 92.6 g de mercurio (Hg)
y 7.4 g de oxígeno (O2). Esta reacción se representa con la siguiente ecuación química:
HgO Hg + O2
óxido de mercurio mercurio oxígeno.
100 g 92.6 g 7.4 g
(reactivos) (productos)
Al verificar que la masa del reactivo es igual a la masa de los productos, comprobamos que se cumple la ley de
conservación de la masa, es decir:
Masa de reactivos = Masa de productos
En su trabajo con carbonato de cobre realizado en 1799, Poseph L. Proust encontró que en este compuesto
había siempre proporciones definidas en masa de los elementos cobre, carbono y oxígeno,
independientemente de cómo se hubiera preparado en el laboratorio ó aislado de sus fuentes naturales.
103 g siempre producen 53 g + 40 g + 10 g
carbonato de cobre cobre oxígeno carbono.
Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo y propuso en 1802 la llamada ley de las
proporciones constantes.
Un compuesto químico siempre tiene la misma composición cualquiera que sea su origen o método de
preparación, es decir, tiene las mismas proporciones en masa de los elementos que los forman.
John Dalton (1766-1844), científico inglés que dedicó gran parte de su tiempo al estudio del comportamiento
de los gases, observó con frecuencia que dos elementos se pueden combinar formando compuestos con
diferentes propiedades físicas y químicas, en los que las proporciones de sus masas son también distintas.
Ejemplo cuando el oxígeno reacciona con el hidrógeno se puede formar agua o también agua oxigenada,
compuestos muy comunes en la vida cotidiana.
H2O agua
H+O
H2O2 agua oxigenada.
Esto también ocurre cuando el carbono y el nitrógeno se combinan respectivamente con el oxígeno, como se
observa:
CO N2O
C + O NO
C02 N + O N2O3
NO2
N2O5
Cada uno de estos compuestos tiene un porcentaje específico de oxígeno, carbono y nitrógeno; por lo mismo,
cada uno de ellos se produce empleando diferentes cantidades de cada elemento.
John Dalton realizó numerosos experimentos para conocer la proporción de cada elemento en éstos y otros
compuestos.
Al experimentar con el objeto de determinar la composición de algunas sustancias y a pesar de que no conocía
sus fórmulas, los resultados que obtuvo fueron sorprendentes.
El en caso de la combinación de hidrógeno y oxígeno observó que una cantidad fija de hidrógeno se podía
combinar con diferentes masas de oxígeno.
1g+8g9g
hidrógeno oxígeno agua.
1 g + 16 g 17 g
hidrógeno oxígeno agua oxigenada
Dalton notó que 16 es exactamente el doble de 8, es decir 16/8=2, lo cual significa que para la formación del
agua oxigenada cada gramo de hidrógeno requiere dos veces más la cantidad de oxígeno, que la requerida
para formar agua.
Al analizar sus resultados experimentales, Dalton encontró que:
Cuando dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de uno de ellos, se combina
con una masa fija de otro, guardando una relación de números enteros y sencillos.
10
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
A este enunciado se le conoce como ley de las proporciones múltiples.
Teniendo como antecedentes las leyes ponderales, John Dalton en 1803 creó una importante teoría atómica de
la materia, la cual no habla acerca de cómo están constituidos los átomos, sino de su existencia.
Dalton propuso un conjunto de hipótesis capaces de explicar las leyes cuantitativas de la Química. Los puntos
más importantes de ésta teoría son los siguientes:
1. Los elementos químicos pueden subdividirse hasta el punto en que se obtengan partículas muy pequeñas e
indivisibles, llamadas átomos.
Dalton imaginaba los átomos en forma de esferas
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí; no es posible distinguir entre 2 átomos de azufre,
puesto que son iguales en peso y forma.
átomos de azufre
3. Los átomos de diferentes elementos tienen distintos pesos.
4. Es imposible crear o destruir un átomo de un elemento decía Dalton. Los átomos de diferentes elementos
nunca pueden ser “metamorfoseados” unos en otros, por ningún poder que podamos controlar.
Estos cuatro enunciados se refieren a los elementos.
Los siguientes corresponden a los compuestos.
5. La porción más pequeña de un compuesto es un agregado de átomos (lo que actualmente se conoce como
molécula).
Agregado de átomos.
Dalton nunca usó el término “molécula”, el cual se estableció posteriormente.
Este postulado unido al anterior, permitió a Dalton dar una interpretación atómica a las leyes de conservación
de la masa.
6. En palabras de Dalton: “En el análisis y la síntesis, no hay creación ni destrucción de materia. Todo cambio
consiste en separar o unir partículas”.
Síntesis
Análisis
En cuanto a la ley de conservación de la masa, podemos citar el siguiente ejemplo.
a)
+
un átomo de carbono dos átomos de una molécula de
oxígeno dióxido de carbono
b)
Un átomo de carbono Una molécula de dióxido de carbono
2 átomos de oxígeno.
ab
Cuando el átomo de carbono se combina con átomos de oxígeno para formar dióxido de carbono (a), lo único
que ocurre es que los átomos se reorganizan (no se crean, ni se destruyen), por lo tanto la masa no cambia (b).
7. Cuando los átomos se combinan para formar un cierto compuesto forman agregados atómicos, con la misma
proporción de átomos de uno y otro elemento.
Este enunciado de Dalton, unido al segundo, explica la ley de las proporciones constantes.
++
un átomo de carbono dos átomos de una molécula de
oxígeno dióxido de carbono
En la formación del dióxido de carbono, siempre se combinan un átomo de carbono con dos de oxígeno.
8. Los átomos de dos o más elementos pueden combinarse de diferentes maneras para formar más de un tipo
de compuesto.
partículas de monóxido y dióxido de carbono.
Este postulado explica la ley de las proporciones múltiples como la relación simple entre el número de átomos
de un elemento que se combinan con otro; para el ejemplo anterior la relación seria:
CO CO2
Masa de carbono 1g 1g
Masa de oxígeno 1.33 g 2.66 g
Proporción de las 1.33 2.66
=1=2
11
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
masas de oxígeno 1.33 1.33
Relación entre el 1:1 1:2
número de átomos
Después de la década de 1970 fue posible aislar los átomos y obtener de ello imágenes muy burdas, pero aún
así, no sirven para confirmar se existencia.
Por lo tanto, la aportación de Dalton sobre la existencia del átomo fue fundamental para el desarrollo posterior
de la química.
INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados. Identifica la opción correcta y coloca la letra
que le corresponda en el paréntesis de la izquierda.
1. ( ) “Durante un cambio químico, sólo ocurre una reorganización de todos los átomos”, por ejemplo.
forman
+
nitrógeno hidrógeno amoniaco
Este enunciado y el ejemplo se relacionan con la ley de …
a) conservación de la masa.
b) proporciones múltiples.
c) combinaciones parciales.
d) proporciones constantes.
2. ( ) El enunciado de Dalton que expresa lo siguiente: “cuando los átomos se combinan para formar un
cierto compuesto, forman agregados atómicos idénticos, con la misma proporción de átomos de uno y
otro elemento”, por ejemplo:
Oxigeno hidrógeno agua
Este enunciado y el ejemplo se relacionan con la ley de …
a) conservación de la masa.
b) proporciones múltiples.
c) proporciones constantes.
d) combinaciones parciales.
3. ( ) Dalton enunció “dos o más átomos pueden combinarse de diferentes maneras para formar mas
de un tipo de compuestos” por ejemplo:
H2O (agua) H2O2 (agua oxigenada)
Este enunciado y el ejemplo se relacionan con la ley de …
a) proporciones constantes.
b) proporciones múltiples.
c) combinaciones equivalentes.
d) conservación de la masa.
4. ( ) Dalton enunció “todo cambio consiste en unir o separar agregados de átomos”, esto se relaciona
con leyes de la conservación de la masa. ¿Qué opción ejemplifica esto sí se unen las siguientes
partículas ?
a)
b)
c)
d)
5. ( ) De acuerdo con el enunciado de Dalton “los átomos se combinan para formar agregados atómicos
con la misma proporción de uno y de otro elemento”, que está relacionado con la ley de las
proporciones constantes, si se forma el compuesto CO2 (bióxido de carbono), siempre se combinan:
a) 2 átomos de C con 2 átomos de O.
b) 1 átomo de C con 1 átomo de O.
c) 1átomo de C con 2 átomos de O.
d) 2 átomos de C con 1 átomo de O.
6. ( ) De acuerdo con el enunciado de Dalton “es imposible crear o destruir un átomo de un elemento”,
que esta relacionado con la ley de la conservación de la masa, si se tiene la reacción:
H2 + Cl2 2HCl
sí 71 g de Cl2 (cloro) reaccionan completamente con 2 g de H (hidrógeno). ¿Cuántos gramos de HCl
(ácido clorhídrico) se espera que se formen?
12
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
a) 7.3 g
b) 69 g
c) 35.5 g
d) 126 g
7. ( ) Cuando Dalton combinó hidrógeno y oxigeno, observó que una proporción fija de hidrógeno se
puede combinar con diferentes proporciones de oxígeno lo que está relacionado con la ley de las
proporciones múltiples ¿Qué grupo de compuesto ejemplifica esto?
a) HCO3 y CO
b) SO2 y SO3
c) H2O y H2O2
d) NaOH y CaOH
8. ( ) Un compuesto químico siempre tiene la misma composición, cualquiera que sea su origen o
método de preparación, esta ley se relaciona con el siguiente postulado del modelo atómico de Dalton:
a) Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indivisibles llamas átomos.
b) Todos los átomos de un elemento dado tienen peso y propiedades iguales.
c) Dos o más átomos pueden combinarse de diferentes maneras para formar más de un tipo de
compuesto.
d) Los átomos, forman agregados atómicos, con la misma proporción de átomos de uno y otro elemento.
9. ( ) De acuerdo con el enunciado de Dalton: “los átomos se combinan para formar agregados atómicos
con la misma proporción de unjo y de otro elemento” que está relacionando la ley de las proporciones
constantes, si formas el componente N O (monóxido de nitrógeno) siempre se combinarán:
a) 2 átomos de N con 3 átomos de O.
b) 2 átomos de N con 1 átomos de O.
c) 1 átomos de N con 1átomos de O.
d) 2 átomos de N con 5 átomos de O.
10. ( ) De acuerdo con el enunciado de Dalton “es imposible crear o destruir un átomo de un elemento”,
el cual está relacionado con la ley de la conservación de la masa. Tomando en cuenta lo anterior, en la
siguiente reacción
2H2 + O2 H2 O
sí 88.8 g de oxígeno (O2) reaccionan completamente con 11.1 g de hidrógeno (H 2) ¿Cuántos gramos
de H2 O se espera que se formen?
a) 53 g
b) 99.9 g
c) 30.5 g
d) 98.5 g
11. ( ) Entre el cloro (Cl) y el oxígeno (O) se formaron 4 compuestos Cl2O, Cl2O3 , Cl2O5 ,Cl2O7 donde la
proporción de cloro se mantiene constante y la proporción de oxígeno varia, ¿qué enunciado del
modelo de Dalton explica este comportamiento?
a) Todos los átomos de un elemento dado tienen peso y propiedades iguales.
b) Dos o más elementos pueden combinarse de diferente manera, para formar más de un tipo de
compuestos.
c) Cuando los átomos se combinan para formar un cierto compuesto, lo hacen con la misma proporción
de átomos de uno y otro elemento.
d) Cada elemento se forma de partículas diminutas e indivisibles llamada átomos.
2.2 Partículas subatómicas
En el siglo XIX se mantuvo el debate de sí los átomos eran físicamente reales y si éstos eran divisibles en
entidades aún menores.
En esa época la Química avanzó paralelamente con el conocimiento de la naturaleza eléctrica de la materia y
los trabajos relacionados con tubos de vidrio al vacío, llamados tubos de descarga, hicieron concluir que el
átomo no era una esfera sólida e indestructible como la concibió Dalton, sino que estaba formada por partículas
subatómicas.
El experimento clave para descubrir la primer partícula subatómica tuvo lugar al trabajar arduamente en el
perfeccionamiento de los tubos de descarga, los cuales contenían trazas de algún gas a una presión reducida,
13
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
estos tubos casi se encontraban al vacío, permitiendo que el gas condujera la electricidad. En estos tubos, el
polo negativo recibió el nombre de cátodo el cual iba conectado a la corriente y el polo positivo se llamó
ánodo.
La corriente eléctrica producía efectos luminiscentes dentro del tubo y si éste se encontraba al vacío, el efecto
desaparecía, pero el vidrio del tubo despedía una luz verde alrededor del ánodo, para William Crokes la
corriente eléctrica se originaba en el cátodo y viajaba hacia el ánodo.
Cuando se colocó un objeto sólido como obstáculo entre el cátodo y ánodo, su sombra apareció en el
resplandor del vidrio, lo que demostró que la trayectoria de los rayos catódicos es rectilínea. Los primeros
resultados cuantitativos sobre rayos catódicos fueron obtenidos por Joseph John Thomson, en 1897, quien
demostró la deflexión de los rayos catódicos, a partir de entonces se aceptó que los rayos catódicos eran
corrientes de partículas que transportaban una carga eléctrica negativa.
Algunos científicos suponían que los rayos catódicos eran una forma de luz y por lo tanto estaban formados por
ondas mientras que otros creían que eran partículas.
Desde la época de las Leyes de Faraday se sabía que las partículas podían transportar electricidad, incluso en
1891 George Stoney sugirió el nombre de electrón para la unidad fundamental de la electricidad fuese o no
partícula, la cual tiene carga negativa y una masa de 1837 veces menor a la del ión más ligero.
Por ser Thomson quién realizó la prueba final para comprobar que los rayos eran partículas y gracias a su
experimento se pudo determinar su masa, se le considera el descubridor del electrón.
Thomson, fue uno de los primeros científicos en desarrollar una teoría para la estructura interna del átomo,
pues al igual que Lord Kelvin concibió al átomo como una esfera llena de una sustancia, positiva dentro de la
cual se encontraban inmersos los electrones que tienen carga negativa, así el átomo sería eléctricamente
neutro dando origen al primer modelo electrónico del átomo.
El modelo de Thomson se popularizó y fue conocido como el “modelo del pastel o gelatina de pasas” donde
el pastel representa la sustancia positiva y las pasas a los electrones.
Con el descubrimiento del electrón y este modelo atómico fue posible explicar las propiedades eléctricas de la
materia, la existencia de metales y no metales, la emisión de la luz por los átomos excitados y la presencia de
materiales radiactivos.
14
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados. Identifica la opción correcta y coloca la letra
que le corresponda en el paréntesis de la izquierda.
1. ( ) Los experimentos del tubo de rayos catódicos sirvieron de base, para establecer el modelo de…
a) Bohr.
b) Thomson.
c) Sommerfeld.
d) Rutherford.
2. ( ) Con el experimento de los rayos catódicos se descubrió la partícula subatómica llamada…
a) protón.
b) electrón.
c) neutrón.
d) rayos X.
INTRUCCIONES. Lee con atención y completa lo que se te pide.
3. ¿En qué consiste el experimento que ayudó a Thompson para proponer su modelo?
______________________________________________________________________________________
2.3 Radiación y modelo de Rutherford
En 1908 Rutherford bombardeó una placa delgada de oro con partículas alfa, las cuales tienen carga positiva.
Estas partículas o radiaciones eran detectadas por una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS) colocada
atrás de la placa de oro y observo que el 99% de las partículas atravesaban la hoja sin sufrir desviación alguna
el resto sufrían desviaciones fuertes y otras al chocar rebotaban.
Para justificar tal situación Rutherford consideró que las cargas positivas estaban concentradas en lugares muy
pequeños, por eso las partículas podían atravesar la hoja de oro sin ser desviadas ya que el átomo está vacío
en su mayor parte.
Cada átomo tiene un pequeñísimo núcleo, que es donde reside la carga positiva y se encuentra casi la
totalidad de la masa.
Así, Rutherford propuso un modelo atómico en el cual se enuncia que el átomo tiene un núcleo en el centro
en el cual reside la masa del átomo, así como la carga positiva y lo rodea una atmósfera electrónica compuesta
de orbitas indeterminadas, donde se deslizan los electrones. Su modelo es considerado como el átomo
planetario o sistema solar en miniatura, donde el núcleo es el sol y los electrones los planetas.
Modelo atómico de Rutherford
En los experimentos de Rutherford, jugo un papel muy importante el descubrimiento de la radioactividad.
En 1895 Wilhem Roentgen descubrió con un tubo rayos catódicos un tipo de radiación capaz de atravesar el
15
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
vidrio del tubo y se sorprendió cuando paso su mano en la trayectoria de los rayos y sobre la pantalla vio la
sombra de su esqueleto, por lo que le dio el nombre de rayos X a esta penetrante radiación.
En 1896 Henry Bequerel observó que algunos minerales de uranio emitían radiaciones espontáneas capaces
de velar una placa fotográfica y pensó que se traban de los rayos X, sin embargo, más tarde se descubrieron
otros elementos con esta propiedad.
En 1898 María y Pedro Curie descubrieron dos nuevos elementos Po (polonio) y Ra (radio) que emiten
radiaciones pero con mayor intensidad que el uranio, a este fenómeno le llamaron radiactividad.
Entre 1900-1903 Rutherford concluyo que las principales radiaciones emitidas son de tres tipos y las
denomino: alfa (α) con carga positiva, beta (β) con carga negativa y gamma (γ) sin carga
. Actualmente se sabe que, hay átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones pero
tienen el mismo número de protones y electrones y se les llama isótopos. Ciertos isótopos cambian de manera
espontánea porque sus núcleos son inestables; buscan su estabilidad desprendiendo partículas (alfa, beta y
gamma) y energía, por lo que se transforma en un elemento distinto: son los radioisótopos. Las sustancias
que cambian espontáneamente de esta manera son radiactivas.
Entonces, la radiactividad es una propiedad que depende del núcleo, no de los electrones. Así los isótopos de
un elemento son químicamente semejantes pero con diferentes propiedades radiactivas.
Con el debido control por su peligrosidad, se utiliza una multitud de radio isótopos en la agricultura, en el
fechado de restos fósiles, en el control de plagas y en medicina. En este último campo, los radioisótopos se
emplean como rastreadores (para localizar áreas dañadas) y en radioterapia.
INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados. Identifica la opción correcta y coloca la letra
que le corresponda en el paréntesis de la izquierda.
1. ( ) Modelo atómico que es considerado como el átomo planetario o sistema solar en miniatura, donde
el núcleo es el sol y los electrones son los planetas.
a) Bohr.
b) Dalton.
c) Rutherford.
d) Thomson.
2. ( ) Descubrió el núcleo atómico bombardeando una lamina delgada de oro.
a) Rutherford.
b) Thomson.
c) Bohr.
d) Dalton.
3. ( ) Descubrió los rayos X y se sorprendió cuando al pasar los rayos por su mano, vio sobre una
pantalla la sombra de su esqueleto:
a) Soddy.
b) Roentgen.
c) Maria Curie.
d) Bequerel.
4. ( ) Ruterford con su experimento de las laminillas de oro, propuso que los átomos están formados
por:
a) una masa positiva dispersa y los electrones distribuidos al azar.
b) núcleo con carga positiva pero casi sin masa.
c) núcleo con masa negativa y la masa positiva en órbitas.
d) cargas negativas en orbitas y un núcleo con la masa positiva.
5. ( ) Tipo de radiación que presenta las siguientes características: carga cero, masa cero, velocidad
igual a la de la luz y son fotones.
e) Rayos alfa.
f) Rayos beta.
g) Rayos gamma.
h) Rayos X.
6. ( ) María y Pedro Curie descubrieron dos nuevos elementos radiactivos los cuales son:
i) uranio y plutonio.
j) radio y polonio.
k) nitrógeno y helio.
16
[GUIA DE ESTUDIO QUIMICA I]
l) plutonio y cobalto.
2.4 Modelo Atómico actual
Niels Bohr solucionó en 1913 los problemas objetados por la física clásica al modelo de Rutherford, como la
radiación de algunos cuerpos al calentarlos y la del electrón que gira alrededor del núcleo, el cual no cae al
núcleo aniquilándose. Retomando las ideas de la Teoría cuántica de Max Planck (1900) propuso que los
cuerpos calientes (electrones, núcleos de átomos ó átomos y moléculas) absorben y emiten energía radiante
de manera discontinúa, en paquetes de energía a los que llamo cuantos.
Estas ideas revolucionaron la ciencia a principios del siglo XX y se pueden resumir en los enunciados:
La energía sólo se transfiere en paquetes o cuantos (Planck).
La luz que también acepta una descripción ondulatoria, está compuesta de corpúsculos llamados
fotones (Einstein).
Los elementos que absorben o emiten luz tienen espectros de líneas diferentes aún el más simple de los
átomos el hidrógeno emite luz en forma de 4 colores diferentes.
Mediante un diagrama energético, Bohr explicó el espectro del hidrógeno con la emisión de la luz cuando
cambia el número cuántico principal n del electrón.
Bohr en su modelo atómico supuso que:
Los electrones giran alrededor del núcleo del átomo con energía cuantizada constante (no pierden
energía, por eso no caen al núcleo).
Las orbitas son circulares y están cuantizadas en energía. A las que identifico con letras K, L, M, N, etc.
y les asigno un valor n (1, 2, 3, 4, etc.).
Existen niveles de energía.
Los niveles cercanos al núcleo son de menor energía y los lejanos son de mayor energía, los
electrones se pueden promover a un nivel de mayor energía (estado excitado) cuando observen
energía.
Cuando el electrón regresa a un nivel de menor energía emite fotones que equivalen a la diferencia de
energía entre ambos niveles.
Kirchoff inventó el método de obtener la “huella dactilar” de cada elemento, mediante la luz que producía al
calentarlo, por ejemplo, las sales de Sodio colorean a la flama del mechero de amarillo, las de bario de verde y
las de estroncio de rojo carmín.
Sommerfeld hizo algunas aportaciones al modelo atómico de Bohr, las cuales se pueden resumir en los
siguientes enunciados:
En los niveles de energía existen subniveles.
Las orbitas no necesariamente deben ser circulares, podrían también ser elípticas con distintos grados
de excentricidad
Sommerfeld para explicar la estructura fina de los espectros, aplicó la teoría de la relatividad de Einstein al
movimiento de los electrones alrededor del núcleo y se dio cuenta que estas órbitas tenían que ser elípticas y
para describirlas utilizó dos números cuánticos n (número cuántico principal) y l (número cuántico secundario,
azimutal o de momento angular) los cuales relacionó de la siguiente manera:
Para escribir la configuración electrónica de un átomo, se toma en cuenta su número de electrones y el
principio de construcción progresiva (principio de Aufban) cuya aplicación ha llevado a proponer la regla de las
diagonales.
17