Guía de estudio para presentar exámenes de Recuperación y
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Guía de estudio para presentar exámenes de Recuperación y Acreditación Especial (Versión preliminar) Diciembre de 2003 Química I ii Química I ÍNDICE PRESENTACIÓN PRÓLOGO Pág. vii ix UNIDAD I OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA 1.1 La Química una ciencia interdisciplinaria ……….………………………………... EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ………………………………………………………...…… 3 4 5 1.2 Materia …………………………………………………………..…………………….… EJERCICIOS ………………………………………………………………………………... TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 6 10 12 1.3 Energía ………………………………………………………………………………….. EJERCICIOS ………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 13 15 16 1.4 Cambio ………………………………………………………………………………….. EJERCICIOS ……………………………………...……………………………………….... TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 17 18 19 AUTO EVALUACIÓN ………………………………………………………………………. CLAVE DE RESPUESTAS ………………………………………………………………... 20 23 UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIODICA 2.1 Primeras aproximaciones al modelo …………………………………..………….. EJERCICIOS ………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 27 33 36 2.2 Partículas subatómicas …………………………………………………………….... EJERCICIOS ………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 37 39 40 2.3 Radiación y modelo de Rutherford …………………………………………………. EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 41 44 46 2.4 Modelo atómico actual ………………………………………………………………... EJERCICIOS ……………………………………………………………………………….. TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 47 50 52 2.5 Tabla periódica actual ………………………………………………………………… EJERCICIOS ………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN …………………………………………………………….. 53 55 56 AUTO EVALUACIÓN ……………………………………………………………………….. CLAVE DE RESPUESTAS ……………………………………………………………….... 57 60 iii Química I Pág. UNIDAD III ENLACE QUÍMICO: MODELOS DE ENLACE E INTERACCIONES INTERMOLECULARES 3.1 Modelo de enlace iónico ……………………………………………………………… EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 63 66 67 3.2 Modelo de enlace covalente …………………………………………………………. EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 68 71 72 3.3 Modelo de enlace metálico …………………………………………………………… EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 73 75 76 3.4 Fuerzas intermoleculares …………………………………………………………….. EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 77 79 80 3.5 Puente de hidrógeno ………………………………………………………………….. EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 81 83 84 3.6 Los nuevos materiales ………………………………………………………………... EJERCICIOS …………………………………………………………………………………. TABLA DE COMPROBACIÓN ……………………………………………………………... 85 88 90 AUTO EVALUACIÓN ……………………………………………………………………….. CLAVE DE RESPUESTAS …………………………………………………………………. 91 93 UNIDAD IV REACCIÓN QUÍMICA 4.1 Lenguaje de la Química ………….………………………………………………….. EJERCICIOS………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN…………………………………………………………….. 97 100 101 4.2 Ecuación química ……………………………………………………………………. EJERCICIOS………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN…………………………………………………………….. 102 103 104 4.3 Balanceo de ecuaciones químicas .……………………………………………….. EJERCICIOS………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN…………………………………………………………….. 105 108 109 4.4 Tipos de reacción química ………………………………………………………….. EJERCICIOS………………………………………………………………………………… TABLA DE COMPROBACIÓN…………………………………………………………….. 110 111 112 4.5 Cambios energéticos en las reacciones químicas ……………………………. EJERCICIOS……………………………………………………………………………….... TABLA DE COMPROBACIÓN…………………………………………………………….. 113 114 115 iv Química I 4.6 Velocidad de reacción ………………………………………………………………… EJERCICIOS……………………………………………………………….…………………. TABLA DE COMPROBACIÓN……………………………………………………………… Pág. 116 117 118 4.7 Consumismo e impacto ambiental …………………………………...……………. EJERCICIOS………………………………………………………………………………….. TABLA DE COMPROBACIÓN……………………………………………………...………. 119 121 123 AUTO EVALUACIÓN ……………………………………………………………………….. CLAVE DE RESPUESTAS …………………………………………………………………. 124 128 BIBLIOGRAFÍA ……………………………………………………………………………… 129 SUGERENCIASPARA PRESEBTAR EXÁMENES DE RECUPERACIÓN O ACREDITACIÓN ESPECIAL ………………………………………………………………. 131 v Química I vi Química I PRESENTACIÓN Permítenos felicitarte cordialmente por estar leyendo esta guía, ya que es una muestra de tu interés y decisión de explorar y utilizar los materiales que te ofrece el Colegio de Bachilleres para prepararte adecuadamente antes de presentar un examen de Recuperación o Acreditación Especial. La guía que estás leyendo constituye un trabajo realizado por profesores del Colegio de Bachilleres, del plantel 17 “Huayamilpas-Pedregal”, que con base en su experiencia docente y en el conocimiento del programa de estudios de la Reforma Curricular 2003, se fijaron el propósito de colaborar contigo en varias formas: Especificando los temas y aprendizajes sobre los que serás evaluado en un examen extraordinario. Elaborando síntesis de cada tema para apoyarte en tu estudio. Elaborando preguntas, similares a las que encontrarás en los exámenes extraordinarios, para que también te ejercites en la solución de estos tipos de reactivos y te autoevalúes. Planteando sugerencias y recomendaciones para apoyar tu preparación adecuada para el examen. ¿Qué ventajas obtendrás al resolver la Guía? 1. Tendrás un material de estudio sencillo y concreto que te permitirá prepararte adecuadamente en un lapso corto de tiempo. 2. Estudiarás todos los temas del programa de asignatura, en los que serás evaluado. 3. Podrás autoevaluarte para saber si estas preparado para presentar con éxito tu examen de Recuperación o Acreditación Especial, o saber que temas deberás estudiar con mayor ahínco. ¿Cómo estudiar para tener éxito? Recuerda que una buena preparación es fundamental para lograr aprobar tus materias, por lo cual te recomendamos: Leer con cuidado cada uno de los resúmenes de tema y contestes las preguntas que vienen a continuación. Revisar tus respuestas y si te equivocaste realizar las actividades que se sugieren en las tablas de comprobación. Al término de cada unidad, contestar las preguntas de autoevaluación en el tiempo que se indica en cada bloque. Ten en cuenta que para contestar el examen de Recuperación o Acreditación Especial tendrás dos horas y por ello también debes ejercitarte en resolver los ejercicios bien y rápido. Si al concluir la autoevaluación te equivocaste, vuelve a repasar la guía o pregúntale a tus profesores o al jefe de materia de tu plantel. Para contestar toda la guía dedícate a estudiar al menos dos horas diarias durante 15 días, así estarás bien preparado para presentar con éxito tu examen. vii Química I PRÓLOGO En el Programa Nacional de Educación 2001-2003, elevar la calidad de la educación que se ofrece, así como incorporar conocimientos básicos para la sociedad del conocimiento, se han destacado como objetivos que orientan a la educación del siglo XXI. Es por ello que el Colegio de Bachilleres, junto con otras instituciones de educación media superior inició la operación, en un plantel guía, de nuevos programas de estudio. En el semestre 03-B se operaron por primera vez, en el plantel 17 “Huayamilpas Pedregal”, los programas de primer semestre de la Reforma Curricular y sus profesores elaboraron materiales didácticos para apoyar los diferentes momentos del proceso de enseñanza–aprendizaje. Entre los materiales elaborados se encuentran las guías de estudio, las cuales tienen el propósito de apoyar a los estudiantes que presentarán exámenes de Recuperación o Acreditación Especial de las asignaturas de la Reforma Curricular 2003, con objeto de favorecer el éxito en los mismos. En este contexto, la Guía de estudio para presentar exámenes de Recuperación o Acreditación Especial de QUÍMICA I se ha elaborado pensando en los estudiantes que por diversas causas reprobaron la asignatura en el curso normal y pueden acreditarla a través de exámenes en periodos extraordinarios. Esta guía se caracteriza por abordar, de manera sintética, los principales temas señalados en el programa de estudios, para que caracterice a la materia a partir de sus propiedades y explique sus cambios, así como proporcionar elementos de autoevaluación y sugerencias en caso de que sea necesario mayor información para comprender los temas La guía se organiza por unidad, igual que el programa de estudios; en cada una de ellas encontrarás un resumen de los temas y aprendizajes que se te van a evaluar, una serie de preguntas y ejercicios por tema, la tabla de respuestas a estos ejercicios, así como, al término de cada unidad, nuevos ejercicios para que te autoevalúes. Así, en la primera unidad, denominada OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA, se explica la relación de la Química con otras ciencias así como las características de las manifestaciones de la materia (sólido, líquido, gas, sustancia pura, mezcla heterogénea y homogénea), la relación de la temperatura y la presión en los cambios de esta. Se describen también las manifestaciones de la energía, además de explicar sus ventajas y desventajas En la segunda unidad, ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIODICA, se describe la relación entre las leyes ponderables y el modelo de Dalton, también se explica la relación de los modelos de Thomson y Rutherford con los experimentos que los sustentan, así mismo se expone la relación entre la estructura del átomo y el modelo de Bohr-Sommerfeld, por último se estudia la relación entre la configuración electrónica y las propiedades de los elementos y su ubicación en la tabla periódica. La tercera unidad llamada, ENLACE QUÍMICO: MODELOS DE ENLACE E INTERACCIONES INTERMOLECURALES, explican los modelos de enlace iónico, covalente y metálico; también las fuerzas intermoleculares (London y Dipolo-dipolo) por último se describen las propiedades, usos e impacto de materiales como: aleaciones, cerámicas y cristales líquidos. La cuarta y última unidad, REACCION QUÍMICA, presenta la correspondencia entre el nombre y los símbolos de los elementos, la identificación de la fórmula y el nombre de los compuestos, así como el balanceo de ecuaciones (tanteo y óxido reducción). Se clasifican también las reacciones químicas (síntesis, descomposición, sustitución simple y doble), se simboliza la energía involucrada en los cambios y se explica como afecta la temperatura, la concentración y un catalizador a la velocidad de reacción. Por último, se proporciona una bibliografía básica para consultar en fuentes originales los temas desarrollados en la guía. viii UNIDAD I OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA Química I 10 Química I Unidad 1 1.1 LA QUÍMICA UNA CIENCIA INTERDISCIPLINARIA APRENDIZAJE 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. 11 Química I 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) b) c) d) 12 física. agronomía. geografía. astronomía. Química I Unidad 1 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta Estudia la composición, estructura y propiedades de la materia y sus cambios. Síntesis de nuevos fármacos artificiales y naturales Investigación y desarrollo de anestésicos Implementación de vacunas y antibióticos. c Sugerencias Si te equivocaste al contestar algunos de los ejercicios, te recomiendo que nuevamente estudies el desarrollo del tema en tu guía. 13 Química I 1.2 MATERIA APRENDIZAJES Explicar las características de las manifestaciones de la materia: sólido, líquido, gas, mezcla homogénea, mezcla heterogénea y sustancia pura. Clasificar las propiedades de la materia en intensivas y extensivas. Describir la relación de la temperatura y la presión en los cambios del estado de la 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. 14 Química I Unidad 1 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. Materia Se clasifica Se separan por métodos físicos Mezclas Sustancias puras Pueden ser Pueden ser Se separan por Mezclas Homogéneas Mezclas Heterogéneas Compuestos Elementos métodos químicos 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 Cobre Hierro Aluminio Oxígeno Símbolos Cu Fe Al O Compuestos Agua Cloruro de sodio Dióxido de carbono Hidróxido de sodio Fórmulas H2O 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 15 Química I 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 Agua Alcohol Mercurio Densidad g/mL 1.0 0.79 13.5 Punto de fusión ºC 0 -114.1 -38.87 Punto de ebullición ºC 100 78.5 356.72 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. Sublimación Fusión Sólido Evaporación Líquido Solidificación Condensación Deposición 16 Gas Química I Unidad 1 Se acostumbra resumir la información acerca de las relaciones completas entre las fases sólida, líquida y gaseosa, con las variaciones de temperatura y presión, en un diagrama de fases. En estos diagramas se grafican las presiones y temperaturas a las cuales están en equilibrio el sólido con el líquido, el líquido con el gas y el sólido con el gas. La siguiente gráfica muestra el diagrama de fases del agua. La gráfica se divide en tres regiones y cada una representa un estado de agregación (sólido, líquido, gas), la línea que separa dos regiones indica las condiciones de presión y temperatura en las que estas dos fases pueden estar en equilibrio. La curva, OC representa los equilibrios líquido-gas muestra la presión de vapor del agua liquida a distintas temperatura o el punto de ebullición del agua a diferentes presiones. La temperatura de ebullición normal para el agua (punto 2) a l atm de presión es de 100° C. Observa que a mayor presión el agua hierve a mayor temperatura y viceversa. La recta OB, muestra el punto de fusión del hielo ó el punto de congelación del agua a diferentes presiones. El punto de fusión normal del agua (punto 1) a 1atm de presión es de 0°C. Observa que conforme aumenta la presión la temperatura de fusión disminuye y viceversa. La curva OA, señala los equilibrios de las fases sólido-gas del agua. Por debajo de 0.006 atm nunca es posible tener agua líquida. A esas presiones el agua sublima. En el punto O, en él que las tres líneas se unen se denomina, punto triple y corresponde al punto en el cual las tres fases pueden presentarse al mismo tiempo, por estar en equilibrio. Para el agua, este punto está a 0.01°C y 0.006 atm. En el diagrama de fases del agua se observa que el agua gaseosa se presenta a altas temperaturas y bajas presiones. A presiones y temperaturas intermedias el agua esta en forma de líquido. En cambio, a altas presiones y bajas temperaturas es un sólido. 17 Química I 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) b) c) d) Agua salada. Oxigeno y helio. Aceite y vinagre. Refresco de cola con alcohol. 2. ( ) Lee cuidadosamente los siguientes enunciados e identifica cuales corresponden a características de los elementos. I. II. III. IV. Son sustancias que se pueden descomponer. Se representan por medio de símbolos. Son sustancias formadas por átomos del mismo tipo. Se representan mediante fórmulas. a) b) c) d) I y II III y IV I y IV 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) b) c) d) 4. ( a) b) c) d) 5. ( a) b) c) d) 18 Sólido. Líquido. Gaseoso. Coloidal. ) El agua hierve a 100° C al nivel del mar. Esta característica corresponde a una propiedad… extensiva. intensiva. química. general. ) Son propiedades extensivas de la materia: volumen y masa. densidad y temperatura. longitud y densidad. calor y temperatura. Química I Unidad 1 6. ( a) b) c) d) ) Las propiedades que no dependen de la cantidad de materia se denominan… extensivas. generales. químicas. 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) b) c) d) 8. ( a) b) c) d) 9. ( a) b) c) d) Igual. Menor. Mayor. Constante. ) La condensación se puede presentar cuando… enfriamos agua líquida. calentamos agua líquida. calentamos agua sólida. enfriamos agua gaseosa. ) ¿En qué estado de agregación se encuentra el agua a altas temperaturas y bajas presiones? Sólido. Líquido. Gas. Plasma. 19 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN 20 Número de pregunta 1 c Respuesta correcta 2 d 3 c 4 b 5 a 6 d 7 c 8 d 9 c Sugerencias Repasa las diferencias entre elemento, compuesto, mezcla homogénea y heterogénea. Analiza los ejemplos propuestos. Revisa el concepto de propiedad intensiva y extensiva. Amplia tus conocimientos referentes a la interpretación del diagrama de fase del agua, consultando el libro Tú y la Química, página 204-205. Química I Unidad 1 1.3 ENERGÍA APRENDIZAJES Describir las manifestaciones de la energía. Explicar las ventajas y desventajas del uso de cada una de las manifestaciones de la 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. 21 Química I 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 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. 22 Química I Unidad 1 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 cuál de los siguientes fenómenos esta involucrada la energía química, la luminosa y la calorífica? a) b) c) d) Combustión del gas butano. Oxidación del hierro. Fusión del hielo. 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) b) c) d) 3. ( Eólica. Mecánica. Solar. Geotérmica. ) 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) b) c) d) Eléctrica. Química. Mareomotriz. Nuclear. 4. ( ) La energía solar es considerada una fuente de energía limpia, actualmente se utiliza para producir energía _____________________. a) b) c) d) __________________ y no renovable - eólica renovable - eólica gratuita - mecánica 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) b) c) d) Utilización de recursos renovables. Emisión de gases tóxicos a la atmósfera. Tiene un alto costo monetario. 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) b) c) d) recursos no renovables - ecológicos recursos renovables - ecológicos aire - sociales agua - económicos 23 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN 24 Número de pregunta 1 a Respuesta correcta 2 c 3 b 4 d 5 b 6 a Sugerencias Repasa el contenido del tema y elabora una tabla que incluya: tipo de energía, definición, ventajas y desventajas de su uso para cada una de las manifestaciones energéticas descritas. Amplia tus conocimientos sobre el tema de energía, consultando los libros que se te sugieren en la bibliografía. Química I Unidad 1 1.4 CAMBIO APRENDIZAJE Explicar las diferencias entre los cambios de la materia físicos, químicos y nucleares 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. 25 Química I 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. ( ) Los cambios en los que se transforma la composición de la materia y se producen nuevas sustancias con propiedades ________________ , se denominan cambios ________________. a) b) c) d) iguales - físicos diferentes - químicos diferentes - físicos 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) b) c) d) Físico. Nuclear. Químico. 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. ( ( ( ( ( ( ( ( 26 ) ) ) ) ) ) ) ) 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 Química I Unidad 1 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 b Respuesta correcta 2 a 3 I. F II. Q III. F IV. F V. Q VI. Q VII. N VIII. N Sugerencias Repasa los cambios de estado de agregación. Elabora una lista con los ejemplos de cambios físicos, químicos y nucleares que se propusieron en el resumen, amplíala consultando la bibliografía y analiza cada uno de los ejemplos. 27 Química I AUTOEVALUACIÓN El tiempo para la resolución de todos los ejercicios: 20 minutos. 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. ( a) b) c) d) ) La Química tiene como objeto de estudio: la composición y propiedades de los objetos. las transformaciones de la energía. la materia, la energía y sus cambios. el origen y evolución del Universo. 2. ( ) La fotosíntesis es un proceso con el cual las plantas verdes producen carbohidratos a partir de bióxido de carbono, agua y energía solar. ¿Qué ciencias intervienen en el estudio de este fenómeno? a) b) c) d) Biología y Geología. Química y Geografía. Geología y Geografía. Biología y Química. 3. ( ) ¿Cuál es el estado de agregación de la materia en el cual la distancia entre sus moléculas es muy grande, por lo que su volumen se puede comprimir o expandir? a) b) c) d) 4. ( a) b) c) d) 5. ( a) b) c) d) 6. ( a) b) c) d) 28 Coloidal. Líquido. Sólido. Gaseoso. ) Es una característica de los compuestos: no se pueden separar por métodos químicos. tienen una composición variable. se pueden separar por métodos físicos. son combinaciones químicas de átomos diferentes. ) Las propiedades que dependen de la cantidad de materia presente se denominan… intensivas. químicas. extensivas. específicas. ) ¿Cuáles de las siguientes propiedades son intensivas? Longitud y volumen. Densidad y punto de ebullición. Masa y punto de fusión. Viscosidad y peso. Química I Unidad 1 7. ( ) ¿Cuál es el estado de agregación que predomina a altas presiones y bajas temperaturas? a) b) c) d) Sólido. Líquido. Gas. Plasma. ) Si un sólido se calienta y pasa directamente a gas sin fundirse, decimos que a sufrido una … 8. ( a) b) c) d) solidificación. evaporación. sublimación. condensación. 9. ( ) Las manifestaciones energéticas involucradas al encender un cerillo son: a) b) c) d) 10. ( química, luminosa y eléctrica. luminosa, mecánica y eólica. química, luminosa y calorífica. luminosa, calorífica y eléctrica. ) Es la energía del vapor y las aguas termales que provienen del subsuelo: a) b) c) d) eólica. mecánica. mareomotriz. geotérmica. 11. ( ) La energía solar, eólica y mareomotriz son consideradas fuentes alternativas de energías limpias y actualmente son utilizadas para producir energía… .. a) b) c) d) nuclear. química. eléctrica. térmica. 12. ( ) ¿Cuál es la forma de energía que tiene un alto costo de producción y sus desechos radiactivos han sido nocivos para los seres vivos provocando problemas de contaminación ambiental? a) b) c) d) Geotérmica. Nuclear. Eléctrica. Eólica. 13. ( ) El hierro se combina con el oxígeno del aire y forma óxido de hierro. Este proceso corresponde a un cambio ... a) b) c) d) físico. químico. nuclear. de estado. 29 Química I 14. ( ) ¿Cuál de los siguientes ejemplos corresponde a un cambio físico? a) b) c) d) 30 La fisión del uranio. La fotosíntesis de las plantas. La digestión de los alimentos. La fusión de la cera. Química I Unidad 1 CLAVE DE RESPUESTAS No. de pregunta 1 Respuesta correcta c 2 d 3 d 4 d 5 c 6 b 7 a 8 c 9 c 10 d 11 c 12 b 13 b 14 d 31 Química I 32 UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIODICA Química I 2.1 PRIMERAS APROXIMACIONES AL MODELO ATÓMICO ACTUAL APRENDIZAJES Describir la relación entre la ley de conservación de la materia y el modelo atómico de Dalton. Describir la relación entre la ley de proporciones múltiples y el modelo atómico de Dalton. Describir la relación entre la ley de proporciones constantes y el modelo atómico de Dalton. Explicar la participación de los átomos en la estructura de la materia. 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 Dalto. 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: 26 Química I Unidad 2 a) Condiciones iniciales b) Condiciones Finales 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. 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 óxido de mercurio 100 g (reactivos) Hg mercurio 92.6 g + O2 oxígeno. 7.4 g (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. 27 Química I 103 g siempre producen carbonato de cobre 53 g + 40 g + 10 g 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 hidrógeno + 8g oxígeno 1g hidrógeno + 16 g oxígeno 9g agua. 17 g 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. 28 Química I Unidad 2 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. 29 Química I a) + un átomo de carbono dos átomos de oxígeno una molécula de dióxido de carbono b) Un átomo de carbono 2 átomos de oxígeno. a Una molécula de dióxido de carbono b 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 oxígeno una molécula de 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: 30 Química I Unidad 2 Masa de carbono Masa de oxígeno CO 1g 1.33 g Proporción de las 1.33 CO2 1g 2.66 g 2.66 =1 =2 masas de oxígeno 1.33 1.33 Relación entre el número de átomos 1:1 1:2 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. 31 Química I EJERCICIOS 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) b) c) d) conservación de la masa. proporciones múltiples. combinaciones parciales. 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) b) c) d) conservación de la masa. proporciones múltiples. proporciones constantes. 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) b) c) d) 32 proporciones constantes. proporciones múltiples. combinaciones equivalentes. conservación de la masa. Química I Unidad 2 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) b) c) d) 2 átomos de C con 2 átomos de O. 1 átomo de C con 1 átomo de O. 1átomo de C con 2 átomos de O. 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? a) b) c) d) 7.3 g 69 g 35.5 g 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) b) c) d) HCO3 y CO SO2 y SO3 H2O y H2O2 NaOH y CaOH 33 Química I 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) b) c) d) 2 átomos de N con 3 átomos de O. 2 átomos de N con 1 átomos de O. 1 átomos de N con 1átomos de O. 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 (H2) ¿Cuántos gramos de H2 O se espera que se formen? a) b) c) d) 53 g 99.9 g 30.5 g 98.5 g 11. ( ) Entre el cloro (Cl) y el oxígeno (O) se formaron 4 compuestos Cl 2O, 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. 34 Química I Unidad 2 TABLA DE CONPROBACIÓN Número de pregunta Respuesta correcta 1 a 2 c 3 b 4 b 5 c 6 a 7 c 8 d 9 c 10 b 11 b 35 Química I 2.2 Partículas subatómicas APRENDIZAJE Explicar la relación entre el modelo atómico de Thomson y los experimentos que sustentan este modelo 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, 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. 36 Química I Unidad 2 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. Modelo de Thomson 37 Química I EJERCICIOS 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) b) c) d) Bohr. Thomson. Sommerfeld. Rutherford. 2. ( ) Con el experimento de los rayos catódicos se descubrió la partícula subatómica llamada… a) b) c) d) protón. electrón. neutrón. 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? ______________________________________________________________________________________ 38 Química I Unidad 2 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta b b Los rayos catódicos viajan en línea recta. Cuando se coloca un objeto sólido como obstáculo esta el cátodo y ánodo, su sombra aparece en el resplandor del vidrio, Thompson demuestra que los rayos catódicos eran corrientes de partículas que transportaban una carga negativa. 39 Química I 2.3 Radiación y modelo de Rutherford APRENDIZAJES Explicar la relación entre el modelo atómico de Rutherford y los experimentos que sustentan este modelo. Describir las investigaciones sobre la radiactividad. 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. Lámina o pan oro La mayor parte de las partículas no desviadas desviadas 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. 40 Química I Unidad 2 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 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. CARACTERÍSTICAS DE LAS RADIACIÓNES Radiación Símbolo Masa (uma) Carga eléctrica Velocidad 4 +2 Variable, menor que 10% de la velocidad de la luz 1 1837 -1 Variable, hasta 90% de la velocidad de la luz Idéntica a un electrón Moderado 0 0 Velocidad de la luz Fotones, u ondas electromagnéticas de energía Casi nulo Alfa 4 2 He Beta 0 Gamma e 1 Composición Idéntica a He 2 Poder de penetración Alto 41 Química I 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. 42 Química I Unidad 2 EJERCICIOS 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) b) c) d) Bohr. Dalton. Rutherford. Thomson. 2. ( a) b) c) d) ) Descubrió el núcleo atómico bombardeando una lamina delgada de oro. Rutherford. Thomson. Bohr. 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) b) c) d) Soddy. Roentgen. Maria Curie. Bequerel. 4. ( ) Ruterford con su experimento de las laminillas de oro, propuso que los átomos están formados por: a) b) c) d) una masa positiva dispersa y los electrones distribuidos al azar. núcleo con carga positiva pero casi sin masa. núcleo con masa negativa y la masa positiva en órbitas. 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) f) g) h) Rayos alfa. Rayos beta. Rayos gamma. Rayos X. 6. ( i) j) k) l) ) María y Pedro Curie descubrieron dos nuevos elementos radiactivos los cuales son: uranio y plutonio. radio y polonio. nitrógeno y helio. plutonio y cobalto. 43 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN 44 Número de pregunta 1 Respuesta correcta c 2 a 3 b 4 d 5 c 6 b Química I Unidad 2 2.4 Modelo Atómico actual APRENDIZAJES Explicar la relación entre la estructura del átomo y el modelo atómico de Bohr-Sommerfeld. Explicar la relación entre la configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la tabla periódica. 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. 45 Química I 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: Valor de n nivel energético 1 2 3 4 Valor de l (n-l) Subniveles existentes 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 1 2 3 4 Nombre del subnivel Número de orbitales (2l +1) Número máximo de electrones en el nivel energético s s p s p d s p d f 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 Esta información es importante porque nos sirven para escribir la configuración electrónica de los átomos, que indica la manera en que están acomodados los electrones en los átomos. 46 Química I Unidad 2 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. Regla de las diagonales Para elaborar la configuración electrónica los elementos se efectúa la lectura en direcciones de las flechas obteniéndose mismos orbitales que por el principio edificación progresiva. de las los de Edificación progresiva: 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 10 6 14 10 14 1s , 2s ,2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p , 6f , 7d , 7f . La configuración electrónica sirve para establecer el ordenamiento periódico de los elementos. Ejemplos: 2 2 6 2 6 2 10 2 2 6 2 6 2 10 1 Ga: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p Ra: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 6 2 10 4p 5s 4d 6 2 5p 6s 4f 14 10 5d 6 6p 7s 2 Es necesario conocer la distribución de los electrones de un átomo, ya que los electrones de los niveles de energía externos son los responsables del “comportamiento químico de los elementos”. En la construcción de la tabla periódica, los elementos con propiedades similares se colocan uno debajo de otro, esto corresponde al agrupamiento de los átomos de los elementos que tienen el mismo número de electrones en su nivel más externo. Ejemplo Grupo I. 1 H 1s 2 1 Li 1s 2s 2 2 6 1 Na 1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 1 Rb 1s 2s 2p 3s 3p 4s nivel de energía o periodo número de electrones en el subnivel (grupo) Tipo de subnivel 47 Química I EJERCICIOS 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. ( a) b) c) d) Thomson. Rutherford. Bohr. Dalton. 2. ( a) b) c) d) ) Los electrones se mueven alrededor del núcleo en niveles de energía fija (cuantizada) lo propuso: Rutherford. Sommerfeld. Thomson. Bohr. 3. ( a) b) c) d) ) ¿Quién propuso un modelo atómico estudiando el espectro del hidrógeno? ) Bohr propuso que si un electrón absorbe fotones de energía se puede promover a un nivel de: menor energía. igual energía. mayor energía. energía igual cero. 4. ( ) Sommerfeld para explicar la estructura atómica retomó los espectros, se dio cuenta que las orbitas tenían que ser elípticas y que para describirlas se requieren de dos números cuánticos. ¿Cuáles son? 48 a) b) c) d) mys nyl myl syl 5. ( a) b) c) d) Grupos. Bloques. Familia. Períodos ) Los niveles de energía corresponden, en la tabla periódica, a los: Química I Unidad 2 6. ( a) b) c) d) ) Los electrones valencia corresponden en la tabla periódica al: grupo. bloque. orbital. período. INSTRUCCIONES: Realiza lo que se solicita. 7. A partir de la siguiente configuración electrónica, anota sobre la línea lo que se te pregunta: 2 2 6 1s 2s 2p 3s 1 Número atómico Z= Grupo _________________ Nivel ó periodo___________ Electrones de valencia _____________ De que elemento se trata____________ 49 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta Respuesta correcta 1 c 2 d 3 c 4 b 5 d 6 a Z = 11 Grupo I A 7 Electrones valencia 1 Sodio 50 Química I Unidad 2 2.5 Tabla periódica actual APRENDIZAJE Explicar la relación entre la propiedades de los elementos y su ubicación en la tabla periódica Los elementos son las sustancias fundamentales que constituyen a la materia se encuentran en la naturaleza combinados, ya sea en forma de compuestos, mezclas o en estado libre. La mayor parte de los elementos conocidos son metales los cuales se encuentran formando óxidos, sulfuros, carbonatos, cloratos, entre otros. Los no metales son igualmente importantes, por su utilidad en la vida cotidiana; además, la materia viva está formada por C, H, O, M, P y S elementos no metálicos principalmente. Los metales presentan alta conductividad eléctrica y calorífica, tienen brillo metálico característico, son dúctiles (se pueden hacer alambres con ellos), maleables (se pueden hacer láminas con ellos) y tenaces (presentan resistencia a la ruptura). Los metales son electropositivos (ceden electrones cuando se combinan). La mayor parte los metales son sólidos a la temperatura ambiente, tienen alta densidad y altos puntos de fusión y ebullición, excepto el mercurio, galio, cesio y el francio que son líquidos, los cuales tienen bajos puntos de fusión. Los metales cuando se combinan con hidrógeno forman hidruros. Ejemplo: 2 Li + H2 2 Li H Ca + H2 Ca H2 Los metales cuando se combinan con el oxígeno forman óxidos básicos. Ejemplo: 4Na + O2 4Al + 3O2 2Na2 O 2Al2 O3 51 Química I Los metales cuando se combinan con ácido forman una sal e hidrógeno. Ejemplo: 6Li + 2H3PO4 2Li3PO4 + 3H2 2Al + H2SO4 Al2 (SO4)3 + 3H2 Los no metales se presentan en los tres estados de agregación de la materia, es decir, sólidos como el carbono y azufre; líquidos como el bromo, y gaseosos como el flúor, cloro, oxígeno, hidrógeno y nitrógeno. No presentan brillo metálico, a excepción del yodo, que es sólido; sus densidades son menores que la de los metales, no son dúctiles ni maleables; no conducen la electricidad, excepto el carbono en forma de grafito. Los no metales son electronegativos (aceptan electrones al combinarse). Los no metales cuando se combinan con oxígeno forman óxidos ácidos (anhídridos). Ejemplo: 2C + O2 2CO C + O2 CO2 Los no metales cuando se combinan con hidrógeno forman el ácidos (hidrácidos). Ejemplo: CL2 + H2 S + 2HCl H2 H2 S PROPIEDADES FÍSICAS DE ALGUNOS ELEMENTOS Elemento Peso atómico Número atómico Densidad Punto de fusión Estado físico Punto de ebullición Cobre (Cu) 63.55 29 a 20°C 80.95 g/cm3 1 083°C Sólido rojo 2 570°C Hierro (Fe) 55.85 26 7.87 g/cm3 1 535°C Sólido blanco agrisado 2 750 Fluor (F) 18.99 9 a -188°C 1.5139 g/cm3 - 218.6°C Sólido blanco 44.1°C 52 Otras propiedades Es muy dúctil y maleable, su conductividad térmica y eléctrica solo es superada por la plata. Es relativamente blando, dúctil, maleable, buen conductor del calor, la electricidad y tiene propiedades magnéticas. Presenta formas alotrópicas. La forma más común es la blanca, cerosa y altamente tóxica. El fósforo rojo amorfo se produce a escala comercial es menos radiactivo y no tóxico. El fósforo negro es la forma más estable. Química I Unidad 2 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de la opción que contesta correctamente cada una de ellas. 1. ( ) No presentan brillo, a excepción del yodo. Sus densidades son bajas, no conducen el calor excepto el carbono en forma de grafito. ¿A qué grupo de elementos corresponden estas propiedades? a) b) c) d) Metales No metales Gases raros Lantánidos 2. ( ) Una propiedad química de los__________________, es que al combinarse ceden electrones y son electropositivos. a) b) c) d) no metales metales hidruros lantánidos 3. ( a) b) c) d) ) Los elementos de la familia I A como el sodio (Na), cuando se combina con hidrógeno (H) forman: óxidos básicos. óxidos ácidos. hidruros. hidrácido. 53 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 54 Respuesta correcta a b c Química I Unidad 2 AUTOEVALUACIÓN El tiempo de solución para todos los ejercicios es de una hora. INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de la opción que contesta correctamente cada una de ellas. 1. ( ) Los no metales de la familia VI A (calcógenos) como el azufre (S) al combinarse con el oxígeno (o) forman: a) b) c) d) óxidos básicos. óxidos ácidos. hidruros. hidrácidos. 2. ( ) Los elementos del grupo I A (metales alcalinos) cesio y francio se presentan en estado de agregación… a) b) c) d) sólido. líquido. gaseoso. Plasma. 3. ( ) Los no metales son elementos________________ porque aceptan electrones y al combinarse con el oxígeno forman un___________________. a) b) c) d) electronegativos – oxido ácido electropositivos – hidruro electronegativos – hidrácido electropositivos – óxido ácido 4. ( ) Dalto enunció “durante un cambio químico, sólo ocurre una reorganización de todos los átomos”, por ejemplo: + Azufre Oxígeno SO2 ¿Con que ley se relaciona este enunciado? a) b) c) d) Ley de las proporciones múltiples. Ley de la conservación de la masa. Ley de combinaciones parciales. Ley de las proporciones constantes. 55 Química I 5. ( ) De acuerdo al enunciado de Dalton que dice: “Dos o más átomos pueden combinarse de diferentes maneras para formar más de un tipo de compuestos como estos”: SO (dióxido de azufre) SO3 (monóxido de azufre) SO2 (trióxido de azufre) ¿Con qué ley se relaciona éste enunciado? a) b) c) d) Ley de las proporciones múltiples. Ley de las proporciones constantes. Ley de combinaciones parciales. Ley de la conservación de la masa. 6. El enunciado: “cuando una masa fija de un elemento se combina con masas variables de otro, para dar compuestos diferentes, guardando entre sí una relación de números enteros sencillos del tipo 1:2, 2:3, 1:3, 3:4, etc.” ¿Con qué Ley de Dalton se relaciona? a) b) c) d) Ley de la conservación de la masa. Ley de las proporciones múltiples. Ley de combinaciones parciales. Ley de las proporciones constantes. 7. ( ) De acuerdo al enunciado de Dalton que dice: 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: + Cl2 (Cloro) O (Oxígeno) ¿Con qué ley se relaciona este enunciado? a) b) c) d) 8. ( a) b) c) d) 56 Cl2O Ley de las proporciones múltiples. Ley de la conservación de la masa. Ley de las proporciones constantes. Ley de las combinaciones parciales. ) ¿Cuál es la configuración electrónica representativa de la familia IVa? 2s 2p 2 2 s p 1 3 3s 3p 1 3 4s p Química I Unidad 2 9. Realiza lo que a continuación se te solicita: a) Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos. b) Con base en lo anterior, señala los bloques y los grupos en que deben estar. 9.1 Configuración electrónica del Cs (Cesio) ________________________________________ 9.2 Configuración electrónica del Br (Bromo) ________________________________________ 9.3. Configuración electrónica del Ca (Calcio) _______________________________________ 9.4. Configuración electrónica del Na (Sodio) ________________________________________ 10. ( ) Dalton propuso lo siguiente: “No hay creación ni destrucción de materia, todo cambio que se produce consiste en separar partículas (análisis) o unir aquellas que originalmente estaban separadas (síntesis)”, este enunciado se relaciona con la ley de: a) b) c) d) la conservación de la masa. las proporciones múltiples. las combinadas. proporciones constantes. 11. ( a) b) c) d) ) ¿Quién imaginó al átomo como un pastel con pasas? Dalton. Rutherford. Thomson. Bohr. 57 Química I 12. ( ) Concluyó que las radiaciones emitidas por algunos elementos son de tres tipos: alfa, beta y gamma. a) b) c) d) Bequerel. María Curie. Rutherford. Roentgen. 13. ( a) b) c) d) ) ¿Cuál es el tipo de radiación que presenta las siguientes características carga -1, masa = 1 ? 1837 Rayos X. Rayos gamma. Rayos beta. Rayos alfa. 14. ( ) ¿Quién propuso que el electrón gira en orbitas circulares y elípticas, además que en los respectivos niveles de energía existen también subniveles? e) f) g) h) Thomson. Rutherford. Sommerfeld. Bohr. 15. ( ) ¿Quién propone que los electrones, núcleos de átomos, átomos y moléculas absorben y emiten luz de manera discontinua en paquetes de energía o cuantos?. a) b) c) d) Kirchoff. Bunsen. Planck. Bohr. INSTRUCCIONES. Lee con atención y completa lo que se te pide. 16. ¿Con cuál experimento Thompson concluyó que los rayos eran partículas con carga negativa? ______________________________________________________________________________________ 17. ¿Qué experimento fue importante para que Rutherford propusiera su modelo? ______________________________________________________________________________________ 58 Química I Unidad 2 CLAVE DE RESPUESTAS Número de reactivo 1 a Respuesta correcta 2 a 3 d 4 b 5 a 6 b 7 c 8 b 9 a) 55 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1.- Cs 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 35 2 2 6 2 6 2 10 5 2. Br 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 20 2 2 6 2 2 6 2 3. Ca 1s 2s 2p 3s 3s 3p 4s 11 2 2 6 1 4. Na 1s 2s 2p 3s 1 b) s 1 6 p 1 s 2 1 p 2 p 3 4 p 5 p p 2 3 1 Na 4 2 d 3 d 4 d d 5 d 6 d 7 8 d 9 d d 10 d Ca Br 5 6 Cs 7 f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 10 a 11 c 12 c 13 c 14 c 15 c 16 Con el tubo de rayos catódicos 17 El de la lámina delgada de oro f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 59 Química I 60 UNIDAD III ENLACE QUÍMICO: MODELO DE ENLACE E INTERACCIONES INTERMOLECULARES Química I 3.1 MODELO DE ENLACE IÓNICO APRENDIZAJES Explicar la formación de los sólidos iónicos cristalinos utilizando el modelo de enlace iónico. Explicar las propiedades de los sólidos iónicos cristalinos utilizando el modelo de enlace iónico. En la mesa de nuestra casa ó en las cafeterías podemos encontrar dos sustancias cristalinas blancas; la sal de mesa (NaCl) y azúcar granulado (sacarosa Cl2H22O11). A pesar de su aspecto tan similar; la sal y el azúcar son muy diferentes en su composición química ¿te has preguntado alguna vez porque los cristales de sal son tan duros y se funden a temperaturas muy altas, mientras que los cristales de sacarosa se funden con facilidad? La respuesta a esta interrogante esta en el tipo de enlace químico que existe en estas sustancias. Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidos a los átomos de un compuesto y estas se originan por la atracción entre las diferentes cargas eléctricas que poseen en el núcleo atómico (protones) y los electrones que giran alrededor de ella. Las fuerzas de enlaces se explican con tres modelos de enlaces: iónico, covalente y metálico, los cuales dependen de las propiedades periódicas de los elementos como: la energía de ionización, radio atómico, afinidad electrónica y electronegatividad. La electronegatividad es un concepto relativo, debido a que la electronegatividad de un elemento sólo se puede medir respecto de la de otros elementos. Linus Pauling desarrollo un método para calcular las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos, así como, la diferencia de electronegatividades ( E) entre los átomos de los compuestos para considerarla en los modelos de enlace. Diferencia de electronegatividad E = 0 E Modelo de enlace Covalente puro (no polar) 0 < E < 0.7 Covalente simple 0.7 < E < 1.7 Covalente polar E Iónico 1.7 Para explicar la formación de un enlace químico es necesario conocer el concepto de valencia. La valencia es el poder que tiene un elemento para combinarse con otro (formación de enlaces). En este proceso intervienen los electrones de valencia (electrones de la última capa o nivel de energía) siendo estos los que generan la formación de los enlaces de un átomo con otros. 62 Química I Unidad 3 Para representar un enlace químico en las moléculas es necesario conocer los símbolos y estructuras de Lewis quién inventó una forma sencilla y cómoda de mostrar los electrones de valencia. En los símbolos de Lewis, el interior del átomo, esto es, el núcleo y los electrones internos se presentan con el símbolo del elemento y se usa un punto para representar cada electrón de valencia. Los símbolos de Lewis se usan principalmente para los elementos de los bloques s y p, para esos elementos la cantidad de electrones de valencia es igual al grupo. Al escribir los símbolos de Lewis se pone un punto (que representa un electrón) en cada uno de los cuatro lados del símbolo del elemento, antes de anotar dos puntos en cualquiera de los lados. No importa de que lado se comience. La cantidad de electrones no apareados debería ser igual a la cantidad de enlaces que por lo general forma un elemento en sus compuestos. En la siguiente tabla se muestran los símbolos de Lewis, para los átomos del segundo periodo, así como, la cantidad de enlaces que pueden formar. Símbolos de Lewis Cantidad de enlaces 1 2 3 4 3 2 1 0 A continuación se muestran los símbolos de Lewis para los elementos representativos (familia A). Tabla 1 Símbolos de Lewis de los elementos representativos. La mayor parte de los compuestos que se forman se apegan a la regla del octeto, la cual dice: un átomo diferente al hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, aunque existen excepciones. 63 Química I En el modelo de enlace iónico se considera que cuando reacciona un elemento de carácter metálico con un elemento no metálico. Los metales ceden sus electrones de valencia adquiriendo una carga positiva al elemento no metálico, el cual adquiere una carga negativa (transferencia de electrones). La formación de iones se explica con base a la energía de ionización y afinidad electrónica. Los átomos al formar iones completan su último nivel de energía adquiriendo una configuración más estable. Debido a que los iones poseen cargas opuestas estos se atraen por fuerzas electrostáticas formando el enlace iónico. Un ejemplo de un compuesto iónico es que se forma cuando se hace reaccionar el sodio con el cloro. Los átomos de sodio ceden su último electrón a los átomos de cloro, pero al perder un electrón se transforma en ión positivo. El átomo de cloro al adquirir un electrón se transforma en un ion negativo; estos iones se atraen mutuamente por atracción electrostáticas de sus cargas opuestas, formando un cristal de cloruro de sodio (NaCl). NaCl Los compuestos iónicos poseen las siguientes propiedades: a temperatura ambiente son sólidos cristalinos, duros o frágiles. La mayoría se forma por combinación de metales reactivos con no metales reactivos. Son sólidos cristalinos. Duros y quebradizos. 0 0 Poseen altos puntos de fusión y ebullición (700 C a 3 500 C). Son buenos conductores de la electricidad sólo si están disueltos o fundidos. Son solubles en disolventes polares (la mayoría se disuelve en agua). En estos compuestos, los iones se acomodan en estructuras geométricas ordenadas y repetidas en tres dimensiones, formando lo que se denomina cristal. El ordenamiento de los iones es alternado, en capas y para construir una estructura eléctrica neutra se requiere que el número de iones negativos sea igual al número de iones positivos en torno a cada ion negativo. 64 Química I Unidad 3 Los compuestos son solubles en agua debido a que sus moléculas son polares al igual que el agua. Al disolverse estos compuestos en agua se rompe el enlace que mantiene unidos a los iones metálicos con los iones no metálicos. El ion positivo (metal) es rodeado por extremo negativa del agua (pares de electrones libres del oxígeno), el ion negativo (no metal) es rodeado por extremo positiva de la molécula del agua (núcleo de hidrógeno). En este caso el agua forma un aislante que no permite que los iones se unan. A este proceso se le llama solvatación, cuando el disolvente es agua se le denomina hidratación. Con este proceso también se explica el porqué estos compuestos conducen la corriente al disolverse en agua, al estar los iones separados adquieren movilidad y transportan la corriente eléctrica. Los compuestos con enlace iónico al fundirse se rompen la red cristalina y los iones positivos y negativos se encuentran separados, lo que les permite adquirir movilidad para transportar la corriente eléctrica. Las sustancias iónicas tienen altos puntos de fusión y de ebullición, debido a que las fuerzas que mantienen unido a cada ion con más de un ión de signo contrario son fuertes y para separarlos se requiere de mucha energía. Para fundir un compuesto de este tipo de enlaces se debe romper la red cristalina ordenada lo que requieren mucha energía. 65 Química I EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y escribe dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. 1. ( ) El bromuro de potasio (KBr) es un compuesto sólido soluble en agua, quebradizo, que forma redes cristalinas y no conduce la electricidad. Esto se explica con el modelo de enlace… a) b) c) d) iónico. coordinado. covalente. metálico. 2. ( a) b) c) d) 3. ( + iónico metálico. polar. covalente. ) La siguiente representación electrónica corresponde a la formación de un compuesto, según el modelo de enlace… 1+ K a) b) c) d) 4. ( a) b) c) d) 5. ( a) b) c) d) 6. ( a) b) c) d) 66 - ) El cloruro de sodio (NaCI) forma un sólido cristalino al unirse los iones Na y Cl por atracción electrostática. Esto se explica con el modelo de enlace… + Br 1- 1+ K Br 1- KBr metálico. Iónico. covalente. polar. ) La transferencia de electrones de un átomo muy electropositivo a un átomo muy electronegativo, es característico en el modelo de enlace… covalente. metálico. iónico. múltiple. ) La formación del cloruro de litio (LiCl), se explica con el modelo de enlace iónico, es por eso que: es soluble en agua y conduce la corriente eléctrica. conduce la electricidad en estado sólido. tiene bajo punto de fusión. es un sólido amorfo. ) Los compuestos iónicos presentan elevados puntos de fusión debido a que: la atracción entre los iones de carga contraria que los forman es débil. sus moléculas no tienen carga eléctrica y la atracción entre ellas es fuerte. sus moléculas tienen carga eléctrica y la atracción entre ellas es débil. la atracción entre los iones de carga contraria que los forman es fuerte. Química I Unidad 3 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 Respuesta correcta a a b c a d 67 Química I 3.2 MODELO DE ENLACE COVALENTE APRENDIZAJES Explicar la formación de compuestos covalentes utilizando el modelo de enlace covalente. Explica las propiedades de los compuestos covalentes utilizando el modelo de enlace covalente. Para representar las moléculas de los compuestos covalente se utilizan estructuras de Lewis. Los símbolos de Lewis se combinan en las estructuras de Lewis. En estas estructuras dos puntos entre los símbolos de dos elementos representan un par de electrones compartidos cada par se puede sustituir con líneas, esto es, un par de enlace, o un enlace covalente. Los electrones que no están compartidos se llaman pares no compartidos, pares libres o electrones no enlazantes y se indican con pares de puntos. Recuerda que en una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia. El modelo de enlace covalente se base en que dos átomos comparten electrones entre sí, para completar su último nivel de energía y de esta forma adquirir una configuración más estable. Cuando dos átomos comparten un par de electrones de valencia, se forma un enlace covalente sencillo. Como ejemplo se pueden citar los enlaces de moléculas diatómicas como H2, F2 y Cl2. Entre dos átomos pueden compartirse más de un par de electrones, con lo que se obtiene más de un enlace a este se le llama enlace covalente múltiple. Si se comparten dos pares de electrones se dice que están unidos por un enlace covalente doble. Si están ligados con tres pares de electrones se trata de un enlace covalente triple. Ejemplos de estos tipos de enlaces se presentan en los hidrocarburos (alquenos y alquinos). 68 Química I Unidad 3 En las moléculas poliatómicas el átomo central es el átomo menos electronegativo. Ejemplos: agua (H2O), amoniaco (NH3) y metano(CH4). Puede haber más de un átomo central en una molécula. Los dos carbonos del etano (C2H6) por ejemplo. En las estructuras de Lewis anteriores se han trazado círculos para indicar como se encuentra la cantidad de electrones que pertenece a cada átomo. Los dos átomos comparten el par electrónico donde se traslapan los círculos. Observe que cada uno de los átomos, excepto el del hidrógeno, en las estructuras de Lewis tienen 8 electrones a su alrededor (un octeto).La mayor parte de los compuestos se apegan a la regla del octeto. En el modelo de enlace covalente, los enlaces se dividen en polares y no polares. Si dos átomos enlazados son iguales ó poseen la misma electronegatividad, compartirán el par de electrones en forma equitativa y formarán un enlace covalente no polar. Las siguientes moléculas presentan este tipo de enlace: H2 y Cl2. Si dos átomos enlazados poseen diferente electronegatividad, no compartirán por igual el par electrónico (los electrones serán atraídos con mayor fuerza por el átomo más electronegativo). Se puede pensar en este compartimiento desigual de electrones como una transferencia parcial de electrones o un desplazamiento de la densidad electrónica. Este tipo de enlace se llama enlace covalente polar. Los siguientes compuestos presentan este tipo de enlace (HCl y HF). Una propiedad que ayuda a distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. 69 Química I Los elementos con electronegatividad alta tienden más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja. La electronegatividad se relaciona con la afinidad electrónica y con la energía de ionización. Los elementos que tienen mayor afinidad electrónica tienden a atraer electrones fácilmente y además poseen una energía de ionización alta. De esta forma se deduce que los enlaces químicos se basan en la diferencia de electronegatividades entre los átomos que constituyen al enlace (E) Si se obtiene la diferencia de electronegatividades entre los átomos de las dos moléculas anteriores se observa los siguientes: HCl E = 3 – 2.1 = 0.9 Enlace covalente polar HF E = 4 – 2.1 = 1.9 Enlace covalente polar Sucede con bastante frecuencia, que los electrones de enlace aun siendo compartidos por dos átomos, únicamente son aportados por uno de ellos. Este tipo de enlace covalente se le llama coordinado o dativo. A continuación se presenta un compuesto que presenta este tipo de enlace: HNO3. Los compuestos con este tipo de enlace pueden presentarse en los tres estados de la materia (sólido, líquido y gaseoso). Si los compuestos son sólidos el punto de fusión es bajo menos de 300 ºC. La característica importante de un disolvente es la solubilidad. Existen pocos compuesto covalentes polares que son solubles en disolventes polares como: agua, alcohol etílico, acetona y amoniaco. Los compuestos con estas características al disolverse forman iones y por lo tanto pueden conducir la corriente eléctrica. Los compuestos covalentes no polares se disuelven en disolventes no polares sin conducir la corriente eléctrica. 70 Química I Unidad 3 EJERCICIOS INSTRUCCIONES. Lea cuidadosamente y escriba dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. 1. ( ) De acuerdo con el modelo de enlace covalente, en la formación del ácido cianhídrico (HCN), entre el carbono del grupo IVA y el nitrógeno del grupo VA, el tipo de enlace presente es: a) b) c) d) triple. sencillo. coordinado. doble. 2. ( ) De acuerdo con el modelo de enlace covalente, en la molécula diatómica de bromo (Br2) se forma un enlace: a) b) c) d) 3. doble. Coordinado. triple. sencillo. ( a) b) c) d) 4. ) De acuerdo con el modelo de enlace covalente, ¿qué tipo de enlace se establece en el ácido bromhídrico (HBr ), formado por el hidrógeno ubicado en el grupo IA y el bromo en el grupo VIIA? polar. doble. no polar. Coordinado. ( ) Según el modelo de enlace covalente los compuestos covalentes poseen las siguientes propiedades: a) b) c) d) 5. a temperatura ambiente son sólidos con puntos de fusión elevados. en disolución o fundidos son excelentes conductores de la corriente eléctrica. estos compuestos son solubles en disolventes polares como el agua. a temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases con puntos de fusión bajos. ( ) De acuerdo con el modelo de enlace covalente, el tetracloruro de carbono (CCl4) es un disolvente no polar, ¿Cuál de las siguientes sustancias se disolverá en este disolvente? a) b) c) d) KBr NaCl CO2 LiF 71 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 72 Respuesta correcta a d a d c Química I Unidad 3 3.3 MODELO DE ENLACE METÁLICO APRENDIZAJES Explicar la conductividad eléctrica y calorífica de los metales utilizando el modelo de enlace metálico. Explicar la maleabilidad y la ductilidad de los metales utilizando el modelo de enlace metálico. Las propiedades físicas de los metales se explican mediante el modelo de mar o gas de electrones, el cual supone que los átomos del metal existen como iones esféricos con carga positiva (cationes) colocados en una red cristalina regular. Se considera que los electrones enlazantes (los de valencia) no se mantienen alrededor de ningún átomo en particular. Los electrones, de hecho, pertenecen al cristal como un todo, de manera que los grupos de iones metálicos positivos constituyen una red que está "flotando" en un mar de electrones. Como los electrones pueden trasladarse fácilmente a través de la red, la conductividad eléctrica es muy alta. Si uno de los extremos del metal se calienta, los electrones de esa zona se mueven más rápido que los de la zona fría, chocando los primeros con los segundos y transmitiéndoles la energía calorífica. El brillo metálico puede explicarse si imaginamos que la luz, al chocar con la superficie metálica, rebota en los electrones relativamente sueltos de la superficie y, éstos emiten energía radiante o brillo metálico. 73 Química I La disposición en capas de los cationes, origina las propiedades de ductivilidad y maleabilidad, pues al deslizarse las capas de iones positivos, pueden acomodarse una tras de otra, lo que trae como consecuencia el alargamiento del metal. 74 Química I Unidad 3 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y escribe dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. 1. ( a) b) c) d) ) En los metales, la conductividad eléctrica se explica por la existencia de: niveles energéticos. energías cuantizadas. electrones deslocalizados. átomos unidos. 2. ( ) En las instalaciones eléctricas se usan cables de cobre porque este material permite el flujo de electrones debido a que los... a) b) c) d) iones positivos reciben energía aumentando su movimiento. electrones se mueven rápidamente entre los iones negativos. electrones pasan fácilmente a la banda de conducción y adquieren movilidad. iones positivos y negativos tienen fuerzas de cohesión fuertes. 3. ( a) b) c) d) ) La energía calorífica es conducida por los metales debido a que: los iones positivos interactúan más con los electrones. la energía es reflejada por la nube de electrones. los electrones pasan a la banda de conducción y adquieren movilidad. los iones positivos interactúan más al tener mayor vibración. 4. ( ) Cuando se aplica una fuerza de estiramiento a un metal, las capas de iones positivos se deslizan interactuando entre sí y el metal se puede transformar en hilos. Esta propiedad se conoce como: a) b) c) d) maleabilidad. ductilidad. conductibilidad. dureza. 5. ( ) Al aplicar golpes sobre una estructura metálica, las capas de iones positivos se deslizan sin romper sus fuerzas de cohesión, transformándola en lámina. Esta propiedad se conoce como: a) b) c) d) maleabilidad. ductilidad. tenacidad. dureza. 6. ( a) b) c) d) ) Al estirase los metales, éstos se transforman en hilos o alambres debido a que: los electrones fluyen a través del metal de un extremo a otro. las capas de iones positivos se deslizan sin romper sus fuerzas de cohesión. los iones positivos se alargan ocupando mayor espacio. aumentan los espacios entre las capas de iones positivos. 75 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 76 Respuesta correcta c c c b a b Química I Unidad 3 3.4 FUERZAS INTERMOLECULARES APRENDIZAJE Explicar la geometría y la polaridad de las moléculas utilizando el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Explicar la formación de las fuerzas intermoleculares: a) De London. b) Dipolo-dipolo. Explicar las propiedades de las sustancias que presentan fuerzas de London y de las que presentan fuerzas dipolo-dipolo. La geometría molecular se refiere a la a organización tridimensional de los átomos de las moléculas. La geometría de las moléculas se puede explicar utilizando el modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa valencia (RPECV). El modelo explica la distribución geométrica de los pares de electrones que rodean al átomo central en términos de la repulsión entre dichos pares. En adelante nos referimos a la repulsión del “ par electrónico” en lugar del “par electrónico”, así un grupo de electrones será cualquiera enlace covalente (sencillo, doble o triple) o cualquier par solitario de electrones alrededor del átomo central. En la siguiente tabla se muestra la geometría de moléculas que tienen de dos a cuatro grupos de electrones alrededor del átomo central. 77 Química I Por ejemplo las estructuras de Lewis para el H2O y el CO2 son: Vemos que el O en el H2O tiene cuatro grupos de electrones además la molécula tiene un átomo central (A), dos terminales (X2) y dos pares solitarios (E2) por lo que es una molécula del tipo AX 2 E2 y su geometría es angular. Y el C en el CO2 tiene dos grupos de electrones un átomo central (A), dos terminales (X 2) y no tiene pares solitarios por lo tanto es una molécula del tipo AX 2 por lo que su geometría es lineal. El momento dipolar mide la polaridad de la molécula como un todo, para una molécula poliatómica (tres o más átomos) depende de la geometría, si la molécula es simétrica, la suma de los momentos será cero y la molécula será no polar. Si la molécula es asimétrica su momento dipolar es diferente de cero y la molécula será no polar. El tema del momento dipolar es muy útil en la vida diaria par a explicar el por qué unas substancias disuelven a otras y otras no. Porque el agua no disuelve al aceite. Porque el alcohol de azúcar se disuelve en el agua o el azúcar en agua (el alcohol y el agua son polares y el aceite no es polar). Con esto se deduce que lo semejante disuelve a lo semejante. Esta propiedad de las moléculas es muy útil para aplicarlo en pinturas o en detergentes para quitar manchas. Existen varios tipos de fuerzas que mantienen unidas a las moléculas en estado sólido y líquido las cuales sed llaman fuerzas de atracción intermolecular. Las fuerzas intermoleculares, son clasificadas de la siguiente forma: Fuerzas de dipolos instantáneos inducidos (Fuerzas de London). Atracciones dipolo-dipolo. Enlace puente de hidrógeno. Fuerzas de London El movimiento de los electrones induce este tipo de atracciones. Cuando por un instante los electrones de enlace se localizan más de un lado que del otro, se produce un polo de carga (dipolo), en el cual una parte de la molécula es ligeramente más negativa que el resto y, en el instante siguiente, cambian las posiciones de los polos por el movimiento de los electrones. Una molécula con dipolo puede inducir la aparición de un dipolo en otra molécula que no lo posea; estos dipolos son instantáneos, pues el desplazamiento de los electrones es de millones de veces por segundo. Fritz Wolfgang London (1900-1954), estudió las débiles atracciones debidas a los dipolos instantáneos inducidos, por lo que reciben el nombre de fuerzas de London. La atracción entre las moléculas de los compuestos no polares es consecuencia de este tipo de fuerzas. Su fuerza aumenta a medida que aumenta el número de electrones. Las sustancias con moléculas que se atraen entre sí, sólo por medio de fuerzas de London, tienen puntos de ebullición y congelamiento bajos, en comparación con otras sustancias de pesos moleculares similares. Por lo general, existen como gases a temperatura ambiente si sus moléculas son pequeñas. Fuerzas de dipolo-dipolo. Las moléculas polares poseen dipolos permanentes. Las fuerzas de atracción entre moléculas polares se llaman fuerzas de atracción dipolo-dipolo. Son muy débiles, por ello cuando actúan con bajas temperaturas puede lograrse la condensación de gases como el helio, kriptón, flúor, cloro y fósforo. Aunque estas fuerzas siempre están presentes, sólo se toman en cuenta cuando no actúan otras más intensas. Las sustancias que se integran con moléculas polares exhiben puntos de fusión y ebullición más elevados que los de las moléculas no polares, de tamaño casi igual. 78 Química I Unidad 3 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y escribe dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. 1. ( ) El cloruro de hidrógeno (HCI) es una sustancia covalente polar y debido a que presenta _____________________________ puede disolverse fácilmente en el agua. a) b) c) d) puentes de hidrógeno fuerzas dipolo-dipolo atracciones iónicas enlaces covalentes 2. ( ) El yodo (I2) y el hielo seco (CO2) se subliman fácilmente a temperatura ambiente. Esto se explica porque sus moléculas son: a) b) c) d) polares y forman puentes de hidrógeno. no polares y forman puentes de hidrógeno. polares y se unen por fuerzas de London. no polares y se unen por fuerzas de London. 3. ( ) El etanol (CH3-CH2-OH) se mezcla fácilmente con el agua, porque entre sus moléculas hay interacciones de tipo _________________ que les permite dispersarse en el agua. a) b) c) d) dipolo-dipolo puente de hidrógeno covalente coordinado fuerzas de London 4. ( ) A partir de la geometría molecular de los siguientes compuestos, determina, ¿cuál de las moléculas es polar? a) b) c) d) BCI3 NH3 CO2 CH4 5. ( ) De acuerdo con su geometría molecular, indica en cuál de los siguientes compuestos se disuelve el amoniaco NH3. a) b) c) d) H2O CCI4 BF3 C6H6 6. ( a) b) c) d) ) ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene geometría tetraédrica? CCI4 HCI CO2 H2O 79 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 80 Respuesta correcta b d a b a a Química I Unidad 3 3.5 PUENTE DE HIDRÓGENO APRENDIZAJES Explicar las propiedades des la sustancia que presentan puentes de hidrógeno, en especial el agua. De acuerdo con las relaciones que existen entre el tipo de enlace y las propiedades físicas de las sustancias, 0 0 era de esperarse un punto de ebullición del H2O cercano a -70 C, en lugar de +100 C. Hay otras "anormalidades" en las propiedades físicas del H2O que señalan alguna importante fuerza de atracción no presente en el H2S, H2Se y H2Te. TABLA 2 Algunas propiedades de los compuestos del hidrógeno con elementos del grupo VI-A. Propiedad H2 O H2S H2Se H2Te Punto de congelación (C) 0.0 -85.6 -60.4 -51.0 100.0 -60.8 -41.5 - 1.8 104.5 92.2 91.0 89.5 0.96 1.32 1.47 1.73 1.4 0.4 0.3 0.0 Punto de ebullición (C) Angulo de enlace (grados) H-X-H Longitud de enlace (A O) H-X Diferencia de electronega-tividad El comportamiento "anormal" del agua y otros compuestos se comprende mediante un tipo especial fuerza, el átomo del elemento más electronegativo ejerce una atracción tan fuerte sobre los electrones del enlace que el átomo de hidrógeno presenta una carga positiva parcial, y es atraído por los electrones no compartidos del átomo más electronegativo de otra molécula. Esta atracción es tan fuerte que los químicos hablan de la formación de un enlace o puente de hidrógeno entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno sólo se forman entre moléculas que contienen hidrógeno y nitrógeno, oxígeno o flúor, que son átomos muy electronegativos por lo cual atraen fuertemente a los electrones de enlace. Las moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF) se atraen entre sí con tanta fuerza que forman cadenas en zigzag de longitud enorme que actúan como si fueran más grandes. 81 Química I En el agua, la asociación de las moléculas en grandes supermoléculas mediante puentes de hidrógeno, es la razón del anormal punto de ebullición. Sin el puente de hidrógeno, el agua sería un gas a temperatura ambiente y no habría vida animal ni vegetal. Las estructuras y propiedades de las proteínas y ácidos nucleicos, dependen del puente de hidrógeno. En el hielo, cada átomo de oxígeno está conectado con otros cuatro átomos de oxígeno a través de cuatro átomos de hidrógeno; cada átomo de oxígeno tiene dos hidrógenos cercanos y otros dos alejados (unidos con enlaces de hidrógeno). Esta distribución forma planos en el hielo debido a que los enlaces de hidrógeno y los espacios abiertos están alineados. Un bloque de hielo puede romperse fácilmente a lo largo de estos planos cuando se emplea un pica hielo. Debido esta estructura el hielo es menos denso que el agua. 82 Química I Unidad 3 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y escribe dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. 1. ( ) La baja densidad del hielo y el elevado punto de ebullición del agua se deben a que entre sus moléculas se establecen: a) b) c) d) fuerzas de London. enlaces dipolo-dipolo. fuerzas de Van der Waals. puentes de hidrógeno. 2. ( a) b) c) d) puentes de hidrógeno. Enlaces coordinados. Moléculas pequeñas. Enlaces covalentes. 3. ( a) b) c) d) ) El alto punto de ebullición del agua (H2O) se explica por la existencia de... ) ¿Cuál de las siguientes moléculas forman puentes de hidrógeno al disolverse en agua? HCl. HF. HI. HBr. 4. ( ) Compuesto que en estado sólido es menos denso que en el liquido debido a que entre sus moléculas existen puentes de hidrógeno: a) b) c) d) pH3 C6H6 C5H12 H2O 5. ( ) Al solidificarse el agua se observa un incremento en su volumen, esto se debe a que sus moléculas están unidas por medio de: a) b) c) d) puentes de hidrógeno. enlace iónico. fuerzas de london. dipolo-dipolo. 83 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 84 Respuesta correcta d a b d a Química I Unidad 3 3.6 LOS NUEVOS MATERIALES APRENDIZAJES Describir las propiedades de los nuevos materiales como: aleaciones, cerámicas y cristales líquidos. Describir los usos de los nuevos materiales como: aleaciones, cerámicas y cristales líquidos. Describir el impacto en la sociedad de nuevos materiales como: aleaciones, cerámicas y cristales líquidos. La Química es una de las ciencias que aunado con la ingeniería han permitido y desarrollar nuevos materiales con propiedades útiles, enfocados a satisfacer las demandas de la humanidad. Los químicos han inventado sustancias y también formas de procesar materiales naturales para elaborar fibras, películas, recubrimientos, adhesivos y sustancias con propiedades eléctricas, magnéticas u ópticas especiales. Consecuentemente el estado actual de la investigación atiende tanto a necesidades generales de la humanidad como a requerimientos particulares de ciertas comunidades. En el primer caso se obtienen resultados universalmente aplicables y en el segundo soluciones de importancia locales. En este tema se desarrollaran las propiedades y aplicaciones de la ciencia-ingeniería de los materiales como: cerámicas, cristales líquidos y aleaciones. Los cristales líquidos son sólidos que al calentarse directamente pasan de la fase sólida a la líquida, como el benzoato de colesterilo, pasan por una fase líquido a cristalina intermedia que posee algo de la estructura de los sólidos y algo de la libertad de movimiento que tienen los líquidos. Gracias al ordenamiento parcial, los cristales líquidos pueden ser muy viscosos y poseer propiedades intermedias entre las de la fase sólida y líquida. La región en la que los cristales líquidos exhiben estas propiedades está delimitada por temperaturas de transición muy marcadas. Desde su descubrimiento en 1888 hasta hace unos 30 años, los cristales líquidos fueron sólo una curiosidad de laboratorio. Ahora se les utiliza ampliamente como censores de presión y de temperatura y en las carátulas o pantallas de cristal líquido controladas electrónicamente en relojes digitales, calculadoras y computadoras portátiles. Estas aplicaciones de los cristales líquidos se basan en el hecho de que las débiles fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas en un cristal líquido se pueden afectar fácilmente mediante cambios de temperatura, presión y campos electromagnéticos. Se han utilizado estos cristales líquidos para vigilar los cambios de temperatura en situaciones en las que los métodos convencionales no son prácticos. Por ejemplo, estos cristales pueden detectar puntos calientes en circuitos microelectrónicos, lo que puede ser indicación de una falla; además, pueden incorporarse en termómetros para medir la temperatura cutánea de los bebés. Las cerámicas. Son materiales sólidos inorgánicos no metálicos que pueden ser cristalinos o no cristalinos. Los materiales cerámicas no cristalinos incluyen el vidrio y unos cuantos materiales más con estructuras amorfas. Los materiales cerámicas pueden tener una estructura de red covalente, enlaces iónicos o alguna combinación de ellos". Normalmente, estos materiales son duros, quebradizos y estables a temperaturas muy altas. Como ejemplos comunes de materiales cerámicos podemos mencionar las ollas de barro, la porcelana, el cemento, las tejas, los tabiques refractarios empleados en hornos y los aislantes de las bujías. 85 Química I Los materiales cerámicas son muy resistentes al calor, la corrosión y el desgaste, no se deforman fácilmente cuando se someten a esfuerzos y son menos densos que los metales empleados en aplicaciones de alta temperatura. Algunos materiales cerámicos que se usan en aviones, proyectiles y vehículos espaciales pesan sólo el 40% de lo que pesarían los componentes metálicos a los que sustituyen. Los productos cerámicas, sobre todo los nuevos", se utilizan ampliamente en la industria de las herramientas de corte. Por ejemplo, la alúmina reforzada se usa para cortar hierro colado y aleaciones más duras a base de níquel. También se utilizan materiales cerámicos en las ruedas de amolar y otros abrasivos a causa de su excepcional dureza. El carburo de silicio es el abrasivo más ampliamente utilizado. Los materiales cerámicas desempeñan un papel importante en la industria electrónica. Los circuitos integrados semiconductores por lo general se montan en un sustrato de cerámica, por lo común alúmina. Algunos materiales cerámicos, notablemente el cuarzo (SiO 2 cristalino), son piezoeléctricos, lo que significa que generan un potencial eléctrico cuando se les somete a un esfuerzo mecánico. Esta propiedad hace posible el empleo de materiales piezoeléctricos para controlar las frecuencias en los circuitos electrónicos, como en los relojes de cuarzo y los generadores ultrasónicos. Uno de los usos de los materiales cerámicos que más publicidad reciben es en la fabricación de placas cerámicas para las superficies de los transbordadores espaciales a fin de protegerlas contra el sobrecalentamiento durante el reingreso en la atmósfera terrestre. Materiales cerámicas superconductores. En 1911 el físico holandés H. Kamerlingh Onnes descubrió que cuando el mercurio se enfría por debajo de 4.2 K deja de oponer resistencia al flujo de una corriente eléctrica. Posteriormente, los científicos han comprobado que muchas sustancias exhiben este flujo "sin fricción" de electrones, tal propiedad se denomina ahora superconductividad. Aleaciones, son materiales que contienen más de un elemento y tienen las propiedades características de los metales. La aleación de metales es de gran importancia porque es uno de los medios principales para modificar las propiedades de los elementos metálicos puros. Por ejemplo, en casi todos los usos comunes del hierro participan aleaciones. Otro ejemplo es el oro, que en estado puro es demasiado blando para ser usado en joyería, en tanto que las aleaciones de oro y cobre son muy duras. El oro puro se describe como de 24 quilates; la aleación común que se usa en joyería es de 14 quilates. El acero es una aleación de hierro que contiene hasta 3 por ciento de carbono. El acero es mucho más duro y resistente que el hierro puro. Los aceros dulces contienen menos de 0.2 por ciento de carbono; son maleables y dúctiles y se usan para fabricar cables, clavos y cadenas. Los aceros medianos contienen de 0.2 a 0.6 por ciento de carbono; son más tenaces que los aceros dulces y se usan para fabricar vigas y rieles. El acero al alto carbono, que se usa en la manufactura de cuchillería, herramientas y resortes, contiene de 0.6 a 1.5 por ciento de carbono. En todos estos casos se pueden agregar otros elementos para formar aceros de aleación. La adición de vanadio y cromo permite conferir fortaleza y aumentar la resistencia a la corrosión. Por ejemplo, un acero para rieles que se usa en Suecia en las vías que soportan pesados transportes de minerales contiene 0.7 por ciento de carbono, 1 por ciento de cromo y 0.1 por ciento de vanadio. Una de las aleaciones de hierro más importantes es el acero inoxidable, que contiene 0.4 por ciento de carbono, 18 por ciento de cromo y 1 por ciento de níquel. El estudio de los materiales constituye una ciencia relativamente nueva. Ésta ha surgido como una necesidad ya que el avance tecnológico requiere de la manufactura de piezas o productos determinados con características especiales, que sólo se han podido lograr desarrollando nuevos materiales. El hombre siempre ha tratado de imitar a la naturaleza creando símiles que se conviertan en un bienestar para él. Desde los tiempos más remotos ha observado a animales o plantas crear materiales especiales con algún objetivo específico. A pesar de que la tela de araña, la seda, la cera, la quitina o las pinzas del cangrejo han 86 Química I Unidad 3 sido imitadas, aún no se tienen materiales con “la calidad de los que crea la naturaleza y, quizás, el mejor ejemplo sea la piel humana. Debido a lo anterior se vislumbra un campo enorme de investigación cuyo único límite es la imaginación del hombre. Existen ciertas áreas de interés actual que cabe destacar. En 1911, Karmenling-Oanes predijo que la resistencia al paso de la corriente en un material disminuiría conforme disminuyera la temperatura. En el límite, este material presentaría resistencia nula al paso de la corriente, a este fenómeno de superconductividad se presentaba exclusivamente en la cercanía del cero absoluto; sin embargo, en 1986 Bednorz y Muller encontraron comportamiento superconductor en materiales cerámicos a 70K, desde ese momento se inició una revolución científica que ha llevado a la búsqueda de materiales que tengan una temperatura crítica (es decir, la máxima temperatura a la que se puede presentar superconductividad) lo más posible y paralelamente se busca mejorar las propiedades mecánicas de estos materiales con objeto de producir alambres. Por otro lado, existen infinidad de utensilios para herramientas piezas de maquinaria e inclusive vestido o juguetes que se hacen con plástico. Éstos se desarrollaron durante la Segunda Guerra Mundial (el nylon por ejemplo); sin embargo, en la década de los años cincuenta, Ziegles y Natta desarrollaron el proceso catalítico que actualmente lleva su nombre, que permitió industrializar la producción de diversos plásticos. Actualmente, la investigación científica en el campo de los polímeros tiene muchas ramificaciones, desde el estudio de cristales líquidos (como los de la pantalla y nuestra calculadora) hasta plásticos que conducen la electricidad o son “invisibles” al radar. Los metales han sido usados desde la prehistoria para la producción de herramientas, armas o inclusive hasta edificios, pero es ahora, cuando existe investigación sistemática sobre materiales que empiezan a revelar muchos de sus secretos. En la actualidad se conoce aleaciones que tienen “memoria” de forma, aceros superresistentes o perfiles estructurales ultraligeros; en el futuro, estos materiales serán de utilidad para producir automóviles flexibles, huesos artificiales o aviones sin motor. Estos materiales han mejorado el desarrollo de la ciencia y la tecnología médica mejorando la vida desde sus orígenes, formas creativas de los cambios que se presentan en su entorno e incluso superar los límites de lo humano. Hoy podemos decir, sin temor a equivocarnos, que cada parte del cuerpo humano puede ser reemplazar, ya sea por implantes de órganos de otras personas o por dispositivos artificiales desarrollados para cumplir con determinadas funciones vitales. El reemplaza de órganos se ha convertido en una solución para recuperar funciones perdidas o curarse de enfermedades y lesiones. Mucho se ha avanzado en el campo del reemplazo de extremidades desde las célebres patas de palo de los piratas. Los últimos avances en este campo no tratan únicamente de sustituir estéticamente la extremidad faltante, sino de conseguir que puedan realizar la mayoría de las tareas del órgano original. A pesar de todo lo anterior, la educación química aún no ha asimilado el estudio de los materiales. Existen muy pocas universidades en el mundo que ofrezcan cursos especializados en química física o ingeniería de materiales a nivel licenciatura. Pero a nivel postgrado, el desarrollo ha sido muy rápido y afortunadamente nuestro país está estableciendo una tradición en el estudio de nuevos materiales que lo puede llevar a pocos años a la independencia técnica y científica en esta área. La base para este desarrollo es el factor humano. Conforme podemos interesar a las nuevas generaciones en estudios de este tipo, podremos mantener un ritmo de crecimiento adecuado. Es por eso que los responsables del estudio de estas áreas en México escribimos libros como éste y esperamos que tengan un público muy amplio. Si con esto lo logra interesar a los jóvenes al estudio científico, el esfuerzo estará pagado. 87 Química I EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y escribe dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. 1. ( ) Es un material que contiene más de un elemento y tiene las propiedades características de los metales. a) b) c) d) Polímero. Aleación. Cristales líquidos. Cerámicas. 2. ( a) b) c) d) Polímero. Aleación. Cristales líquidos. Cerámicas. 3. ( a) b) c) d) ) Son mezclas homogéneas sólidos en las cuales los componentes están dispersos al azar. ) Son materiales que se utilizan en ensamblaje de tubería y dispositivos diversos para ortopedia. Polímeros. Aleaciónes. Cristales líquidos. Cerámicas. 4. ( ) A los materiales sólidos no metálicos que pueden ser cristalinos o no cristalinos se les asigna el nombre de: a) b) c) d) Polímeros. Aleaciónes. Cristales líquidos. Cerámicas. 5. ( ) Los materiales que poseen las siguientes propiedades: resistencia al calor, a la corrosión y al desgaste y no se deforman fácilmente cuando se someten a un esfuerzo; se llaman: a) b) c) d) Polímeros. Aleaciónes. Cristales líquidos. Cerámicas. 6. ( ) Son materiales que se utilizan en circuitos eléctricos como semiconductores, en la generación de la energía nuclear y en la purificación de agua contaminada a) b) c) d) 88 Polímeros. Aleaciones. Cristales líquidos. Cerámicas. Química I Unidad 3 7. ( ) ¿Cuál es el beneficio que aporta los nuevos materiales a la ciencia médica como a las humanidad? a) Ha provocado el retraso de la ciencia médica y por lo tanto ah aumentado la tasa de mortalidad. b) La ciencia médica ha permitido constante en sus avances científicos. c) Han provocado que la ciencia médica tenga un desarrollo en los dispositivos que suplantan a los órganos vitales originales. d) Han entorpecido el trabajo de transplantes de órganos humanos. 8. ( ) ¿Por qué surgen los nuevos materiales? a) Para satisfacer la demanda de la sociedad. b) Han surgido como una necesidad, ya que el avance tecnológico requiere de la manufactura de piezas o productos determinados con características especiales. c) Han surgido como modismo en cada sociedad. d) Han surgido por convenio de acuerdo con las necesidades de la sociedad. 9. ( a) b) c) d) ) ¿Cuál de las siguientes propiedades se utilizan para beneficien a una sociedad? la elaboración de nuevos materiales que Brillo. Tenacidad. Maleabilidad. Memoria. 89 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 7 8 9 90 Respuesta correcta b b b d d d c b d Química I Unidad 3 AUTOEVALUACIÓN INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y escribe dentro del paréntesis la letra de la opción correcta. El tiempo para la resolución de estos ejercicios es de veinte minutos. 1. ( a) b) c) d) 2. ( a) b) c) d) 3. ( a) b) c) d) 4. ( a) b) c) d) ) De acuerdo con el modelo de enlace iónico, en los compuestos iónicos, los átomos que se enlazan tienen una diferencia de electronegatividad de: 0.1 a 0.5 0 0.6 a 0.9 más de 1.7 ) Los compuestos cuya formación se explica con el modelo de enlace iónico presentan las siguientes propiedades: son gases y poseen bajos puntos de fusión. son líquidos que poseen bajos puntos de ebullición. son sólidos amorfos que poseen altos puntos de ebullición. son sólidos cristalinos, quebradizos y poseen elevados puntos de fusión. ) Dos átomos comparten pares de electrones para completar su último nivel de energía y así adquirir una configuración electrónica más estable. Esto se explica en el modelo de enlace: iónico. metálico. covalente. coordinado. ) De acuerdo con el modelo de enlace covalente cuando dos átomos comparten un par de electrones y estos únicamente son aportados por uno de ellos, se forma un enlace llamado: coordinado. no polar. polar. triple. 91 Química I 5. ( ) El gas metano (CH4) utilizado en los encendedores está formado de moléculas no polares y puede comprimirse debido a las interacciones de tipo: a) b) c) d) dipolo-dipolo. dipolos inducidos. puentes de hidrógeno. fuerzas de London. 6. ( a) b) c) d) 7. dipolos instantáneos. fuerzas de London. puentes de hidrógeno. dipolo-dipolo. ( a) b) c) d) 8. ) Son materiales que han beneficiado a diferentes áreas científicas (química, biología, física), así a la sociedad en general. Plásticos, aleaciones y cristales líquidos. Aleaciones, cristales líquidos y hules. Cristales líquidos, fibras y aleaciones. Cerámicas, aleaciones y cristales líquidos. ( a) b) c) d) ) Las moléculas polares que poseen átomos de hidrógenos, enlazados a elementos altamente electronegativos los cuales poseen pares de electrones libres se unen por medio de: ) Los materiales cerámicos tienen una resistencia tan grande que son capaces de soportar temperaturas extremas por lo que se utilizan en… vehículos especiales. las calderas. los hornos. los reactores. 9. ( ) Con el desarrollo de los nuevos materiales, que deben estar incluidos en los programas de las universidades que imparten física, química e ingeniería se logrará a) b) c) d) 92 la dependencia tecnológica de los nuevos materiales. dependencia científica de los nuevos materiales. dependencia en el uso y aplicación de los nuevos materiales. Independencia técnica y científica en el área de los nuevos materiales. Química I Unidad 3 CLAVE DE RESPUESTAS Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Respuesta correcta d d c a d c d a d 93 UNIDAD IV REACCIÓN QUÍMICA Química I 62 Química I Unidad 4 4.1 LENGUAJE DE LA QUÍMICA APRENDIZAJES Relacionar nombre y símbolo de los elementos. Identificar la fórmula y el nombre de los compuestos más comunes. Un símbolo químico es la representación de un elemento. Los elementos existen en la realidad, los símbolos son como la abreviación de su nombre. Berzelius (1813) propuso que los elementos se representaran mediante letras. La primera siempre es mayúscula y generalmente es la inicial del nombre. Cuando el símbolo consta de dos letras la segunda es minúscula. Para muchos elementos, sus símbolos provienen de sus nombres antiguos (en latín o griego), por ejemplo: Elemento Símbolo Nombre en latín Antimonio Sb Stibium Nombre de la roca en la que se encuentra el elemento Oro Au Aurum Metal de color dorado Plata Ag Argentum Metal de color blanco Mercurio Hg Hiyrargyrum Sodio Na Natrum Salitre Potasio K Kalium Ceniza de pote Azufre S Sulphurium Fe FERRUM Cu cuprum Mineral de Chipre Sn stannum No se conocía puro, aleaciones con plomo Pb plumbum Ser “pesado” Hierro Cobre Estaño plomo Significado Agua de plata -----------Hierro El conjunto de símbolos que denominan a los elementos químicos es universal. Los símbolos son utilizados para indicar su presencia y cantidad fija de los elementos en las fórmulas de los compuestos y reacciones químicas. Los compuestos son sustancias puras formadas por la unión química de dos ó más elementos, en una proporción fija y constante. Los nombres de muchos compuestos químicos se desarrollaron históricamente, estos nombres se denominan comunes o triviales, y por lo general, no comunican ninguna información sobre la estructura del compuesto, por ejemplo el agua (H2O), o la sal (NaCl). Como se han identificado más de diez millones de compuestos y la lista continúa creciendo, es necesario, por lo tanto utilizar un método sistemático para nombrarlos e identificarlos. La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda el uso de una nomenclatura sistematizada para nombrar a los compuestos. 63 Química I Fórmula química, es la representación o modelo de un compuesto químico. La fórmula química nos describe de manera breve y concisa qué elementos lo constituyen y en qué proporción. La fórmula de todos los compuestos químicos consta de dos partes, la primera es del elemento electropositivo y después el electronegativo. El NOMBRE posee también dos partes, nombrando primero al electro negativa con la terminación ó la palabra que identifique la familia según las reglas de cada sistema de nomenclatura. Después se nombra al electro positivo. La parte electro positiva es un metal su número de oxidación corresponde a la familia. Existen metales que poseen dos o más números de oxidación, como se muestra en la tabla Sistema tradicional, consiste en designar el estado de mayor oxidación y nombrarlo con la terminación “ICO” y el de menor con la terminación “OSO”. Sistema Stock, se utiliza números romanos para indicar el número de oxidación del metal. Nomenclatura sistemática, se utilizan prefijos numerales griegos: di, tri, tetra, etc. Los compuestos inorgánicos más comunes pueden clasificarse de acuerdo a las funciones (función química = conjunto de compuestos que tienen el mismo grupo característico de átomos y su forma de reaccionar es similar). 64 Química I Unidad 4 NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Función química Elementos Ejemplos Sal M-NM Oxido Básicos M-O Hidruros M-H CaS NiBr2 Li2O Fe2O3 MgH2 NaH Sulfuro de calcio Bromuro niqueloso Oxido de litio Óxido férrico Hidruro de magnesio Hidruro de sodio Sulfuro de calcio Bromuro de niquel II Oxido de litio Óxido de hierro III Hidruro de magnesio Hidruro de sodio Hidróxidos M-OH Al(OH) 3 Cu(OH) 2 Hidróxido de aluminio Hidróxido cúprico Hidróxido de aluminio Hidróxido de cobre II Oxisales M(MN-O) KNO3 Co2(SO4) 3 Sn3(PO3) 2 Nitrato de potasio Sulfato cobáltico Fosfito estañoso Nitrato de potasio Sulfato de cobalto III Fosfito de estaño II *Anhídrido NM-O SO2 N2O5 Anhídrido sulfuroso Anhídrido nítrico Óxido de azufre IV Óxido de nitrógeno V Hidrácido H-NM HCl Ácido clorhídrico Ácido clorhídrico Oxiácido H(NM-O) HCl O H2CO3 H3PO4 Ácido hipocloroso Ácido carbónico Ácido fosfórico M= Metal NM= No Metal Sistema tradicional Sistema Stock H= Hidrógeno O= Oxígeno *Anhídridos: nomenclatura sistemática: SO2 Cl2 O7 B2 O3 Dióxido de azufre Heptaóxido de dicloro = = = Trióxido de diboro 65 Química I EJERCICIOS INSTRUCCIÓN: Lee con atención las siguientes preguntas y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de la opción que conteste correctamente. Puedes utilizar la tabla periódica. 1. ( a) b) c) d) Titanio, vanadio, cesio y estaño. Fierro, azufre, uranio y estroncio. Boro, germanio, plomo y nitrógeno. Carbono, flúor, yodo e hidrógeno. 2. ( a) b) c) d) ) ¿Cuáles son los elementos cuyo símbolo es una sola letra? ) Los elementos que derivan su símbolo de su nombre en latín son: Sr, Pb, Hg y Au. H, Rb, Fr y S. Na, Cu, Sn y K. N, Al, P, y As. 3. ( ) ¿Cuáles son los elementos cuyos símbolos empieza con T? a) Ti, Tu, Te y Th. b) Th, Ti, Ta y Tf. c) Tc, Tl, Tm y Tu. d) Tl, Tb, Th y Ti. INSTRUCCIONES: Escribe sobre la línea el nombre de los siguientes compuestos. 4. I. II. III. IV. V. VI. VII. CaH 2 Al(OH) 3 PbO2 FeCl2 P2O5 HF H3PO4 CuNO2 INSTRUCCIONES: Escribe la fórmula de los siguientes compuestos: 5. I. II. III. IV. V. VI. VII. VIII. 66 Ácido hipobromoso Ácido sulfhídrico Sulfuro de potasio Óxido de níquel III Trióxido de dinitrógeno Fosfito de magnesio Hidruro de estroncio Hidróxido ferroso Química I Unidad 4 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta d c d I. CaH2 Hidruro de calcio II. Al(OH) 3 Hidróxido de aluminio III. PbO2 Óxido plúmbico u óxido de plomo IV IV. FeCl2 Cloruro ferroso o cloruro de fierro II 4 V. P2O5 Óxido de fósforo V VI. HF Ácido fluorhídrico VII. H3PO4 Ácido fosfórico VIII. CuNO2 Nitrito cuproso o nitrito de cobre I I. HBrO II. H2S III. K2 IV. Ni2O3 5 V. N2O3 VI. Mg3 (PO3)2 VII. SrH2 VII. Fe(OH) 2 Sugerencias Para la memorizar de los símbolos, se recomienda la elaboración de tarjetas, con los símbolos de un lado y su nombre del otro, repasarlas continuamente de esta manera. Después, puedes elaborar tarjetas con el símbolo únicamente para comprobar que ya los has memorizado. Para nomenclatura de compuestos puedes elaborar también tarjetas, con los nombres de los elementos electropositivos, que en su mayoría son metales e hidrógeno y luego otras tarjetas con la parte negativa de los compuestos. En las tarjetas para los símbolos de los elementos puedes poner también su número de oxidación. por ejemplo: Cu 1+, 2+ Au 1+, 3+ Sn 2+ OH1- 67 Química I 4.2 ECUACIÓN QUÍMICA APRENDIZAJE Simbolizar los cambios químicos de la materia. Las ecuaciones químicas son representaciones gráficas de las reacciones químicas. Los reactivos son las sustancias que reaccionan y se separan mediante una flecha (→) de los productos que son las sustancias que se forman. Símbolos que se utilizan en las reacciones químicas Símbolos Reactivos Productos → (s) , (l), (g) (ac) ∆ Cat 1, 2, 3, 4, etc. ↑ ↓ Representa Las sustancias que reaccionan Sustancias que se forman Sentido de la reacción Estado de agregación: sólido, líquido y gaseoso Sustancia en solución Calor necesario para la reacción Catalizador ( Ejm: Ni, Pd, Pt) Coeficientes de balanceo Gas que se desprende Sólido a precipitado que se forma Ubicación A la izquierda de la flecha (→ ) A la derecha de la flecha (→ ) Entre reactivos y productos Subíndice derecho de la fórmula Subíndice derecho de la fórmula Sobre la flecha Sobre la flecha Del lado izquierdo de las fórmulas A la derecha de las fórmulas A la derecha de las sustancias Ejemplo: 1A(ac) + 2 B(l) 3 C (g) + Reacción química con palabras: El magnesio arde con el oxígeno, formando un polvo blanco; óxido de magnesio. Ecuación química: 2 Mg (s) + O2 (g) 68 2 MgO (s) 4 D(s) Química I Unidad 4 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes planteamientos y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de opción que contesta correctamente. 1. ( ) ¿Cuáles son los productos de la siguiente ecuación? Hg O a) b) c) d) (g) Hg (l) + O2 (g) O2 Hg O O2 y Hg O Hg y O2 INSTRUCCIONES: Contesta lo que se te pide en cada planteamiento. 2. Escribe la ecuación química de la siguiente reacción: El carbonato de magnesio, es un polvo blanco, que se descompone en presencia de calor en óxido de magnesio que también es un sólido y en dióxido de carbono que es gaseoso: 3. Escribe la ecuación química de la siguiente reacción: El hidrógeno y el oxígeno gaseosos en una botella de vidrio, explotan cuando una chispa los enciende, produciéndose vapor de agua: 69 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta d Mg CO3 (s) Mg O(s) + CO2 (g) H2 (g) + O2 (g) H2 O (vapor) Sugerencias Para escribir ecuaciones, es importante comprender nomenclatura de compuestos, si se requiere de más ejercicios consultar: 1. Seese William S. y Daub William G.: Química. Prentice- Hall. México 1989,232pp. 2. Espriela Andrés y Ramírez Leopoldo: La química y la vida cotidiana. Librería ciencias, 22- 27 pp. 70 Química I Unidad 4 4.3 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS APRENDIZAJE Balancear ecuaciones químicas por el método de tanteo y por método de óxido reducción. Los átomos que componen las sustancias no se crean ni se destruyen en una reacción química, sino que los enlaces se rompen y se forman otros. Así el número total de átomos de cada elemento participante se mantiene constante Cualquier ecuación que representa una reacción química, se debe balancear, es decir se debe igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación y esto se logra mediante coeficientes que se colocan antes de las fórmulas, afectando a todos los elementos que forman cada compuesto. El método por tanteo consiste en ir probando tentativamente los coeficientes necesarios para igualar el número de átomos, en este método se pueden observar los siguientes pasos: 1. 2. 3. 4. 5. escribe correctamente las fórmulas de los compuestos. Los coeficientes deben ser números enteros en la proporción más pequeña. Simplifica la reacción, siempre que sea posible. Comienza con los compuestos con el mayor número de átomos. Deja al final los átomos de hidrógeno y los de oxígeno. Ejemplo: A NaHCO 3 B Na2CO 3 + C H2O + D CO2 1) Los compuestos A y B tienen 6 átomos , se puede comenzar con el carbonato de sodio que tiene dos átomos de sodio (B), esto significa que en los reactivos son necesarios también dos átomos de sodio: 2 NaHCO 3 Na2CO 3 + H2O + CO2 Se enlistan los elementos y se contabilizan para analizar si están iguales: 2-Na 2-H 2-C 6-O 2Na 2H 2C 66 Al colocarse el coeficiente 2 en el NaHCO3 se balancea el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. 71 Química I Método óxido reducción Definiciones: El número de oxidación representa el número de electrones ganados o perdidos por un átomo y se indican con un número entero positivo o negativo. La Oxidación es el cambio químico en el cuál un átomo pierde electrones o bien aumenta su número de oxidación. La Reducción es el cambio químico en el cuál un átomo gana electrones o bien disminuye su número de oxidación. La oxidación y la reducción son procesos simultáneos. Pasos para balancear una ecuación química por óxido reducción: 1. Escribe arriba de los símbolos de los elementos que se oxidan y reducen, sus números de oxidación. 2. Determina cuáles átomos de los elementos cambian su número de oxidación para determinar el cambio en el número de oxidación los átomos de cada elemento, se puede dibujar una flecha desde el elemento en el reactivo, hasta el elemento en el producto, indicando arriba de la flecha, el aumento o disminución en el número de oxidación. 3. Busca los factores mínimos que igualen los electrones ganados y perdidos y colocarlos como coeficientes en los reactivos y productos. 4. Termina con un balanceo de los átomos por tanteo, si es necesario. 5. Coteja el número de átomos presentes en cada lado de la ecuación. 6. Los átomos de hidrógeno y oxígeno son los últimos en balancease. Ejemplo: C + H2SO4 CO2 + SO2 + H2O 1. En los reactivos, el carbono se encuentra en estado libre y en los productos, aparece como CO 2, por lo que debe presentar un cambio. En los productos de azufre se presentan en dos compuestos diferentes, por lo que también cambia. 2. Anota los números de oxidación arriba de los símbolos de los elementos que cambian, recuerda las reglas para determinarlos: 0 C 72 6+ + H2SO 4 4+ 4+ CO2 + SO2 + H2O Química I Unidad 4 Encontrar el cambio en el número de oxidación de cada elemento que se modifica: aumenta 4 0 C + 6+ H2SO4 4+ CO2 4+ + SO2 + H2O disminuye 2 3. Anotar (en los recuadros) los factores mínimos necesarios para igualar los electrones ganados y perdidos: aumenta 4 | 0 C + 1 | 4+ CO2 6+ H2SO 4 | 4+ SO2 | + disminuye 2 + H2O 2 Estos corresponden a los factores coeficientes que se colocan frente a las fórmulas correspondientes: 1C + 4. 1C 2H2SO4 1 CO2 + 2 SO2 + H2O Como los átomos del agua no ganan ni pierden electrones, se termina de balancear la ecuación por tanteo: + 2 H2SO 4 1 CO2 + 2 SO2 1-C 1 2- S 2 4- H 4 8-O 2+ 4+ 2 = 8 + 2 H2O 5. Se cotejan los átomos los elementos de reactivos y productos. Los coeficientes indicados con el número 1 no se escriben de manera que la ecuación queda así: C + H2SO 4 1 CO2 + 2 SO2 + 2 H2O 73 Química I EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes planteamientos y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de opción que conteste correctamente. 1. ( ) Indica cuáles son los coeficientes que balanceen correctamente la siguiente ecuación: KMnO4 a) b) c) d) + HCl MnCl2 + Cl2 + H2 O + KCl 2, 8, 2 ,5, 8, 2 2,16, 2, 5, 8, 2 2, 4, 2, 2, 8, 2 1, 4, 1, 1, 4, 1 INSTRUCCIONES: Balancea por el método de tanteo las siguientes reacciones. 2. H2SO4 + Al(OH) 3 Al2(SO)4 + H2O _________________________________________ 3. H3PO4 + Ca(OH) 2 Ca3(PO)4 + H2O _________________________________________ 4. KBr + Cl 2 KCl + Br 2 ______________________________________________________________________________ INSTRUCCIONES: Balancea por el método óxido reducción las siguientes ecuaciones químicas. 74 5. C + H2 SO4 CO2 + SO2 + H2O ______________________________________________ 6. HNO3 + HI NO + I 7. Cu + HNO3 Cu(NO3) 2 + NO + H2O __________________________________________ 2 + H2O _______________________________________________ Química I Unidad 4 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 7 Respuesta correcta b 3,2,1,6 2,3,1,6 2,1,2,1 1,2,1,2,2 2,6,2,3,4 3,8,3,2,4 Sugerencias Además de tener mucha limpieza y orden, es necesario tener paciencia y concentración, para desarrollar esta habilidad es importante practicar. 75 Química I 4.4 TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA APRENDIZAJE Clasificar las reacciones químicas en : a) Síntesis. b) Descomposición. c) Sustitución simple. d) Sustitución doble. La mayor parte de las reacciones químicas pueden ubicarse dentro de los siguientes tipos: 1) Reacción de síntesis o combinación, suceden cuando se unen dos ó más sustancias para formar UNA sola: A + B C Ejemplo: Mg + O2 MgO 2) Reacción de descomposición, se producen cuando una sustancia se descompone en DOS ó más sustancias: AB A + B Ejemplo: H2O2 H2O + 3) Reacción de sustitución sencilla, se lleva a cabo compuesto: O2 cuando un elemento sustituye a otro en un AB + C AC + B Zn + HCl ZnCl2 + H2 Ejemplo: 4) Reacción de sustitución doble, sucede cuando hay un intercambio doble de elementos entre dos compuestos: AB + CD AD + CB PbCl2 + Li2SO4 LiCl + PbSO4 Ejemplo: 76 Química I Unidad 4 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes planteamientos y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de opción que conteste correctamente. 1. ( ) La siguiente ecuación corresponde a una reacción de… Cl2 + 2NaI a) b) c) d) sustitución doble. sustitución sencilla. descomposición. síntesis. 2. ( ) La siguiente ecuación corresponde a una reacción de… CaCO3 (s) + a) b) c) d) 2NaCl + I2 2HCl CaCl2 + H2CO3 descomposición. sustitución sencilla. sustitución doble. síntesis. INSTRUCCIONES: Escribe el producto en la siguiente reacción; considerando que es de síntesis. 3. Na + Cl 2 _____________ 77 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta b c 2 Na + Sugerencias Cl 2 2 NaCl Se pueden utilizar las tarjetas del objetivo 4.1, siguiendo la estructura de cada tipo de reacción. 78 Química I Unidad 4 4.5 CAMBIOS ENERGÉTICOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS APRENDIZAJE Simbolizar la energía involucrada en los cambios químicos. Las reacciones químicas incluyen la ruptura y la formación de enlaces químicos e involucran intercambios de energía. El cambio de calor de una reacción, se llama cambio de entalpía de reacción ( y es igual a la suma de las entalpías de los productos, menos la suma de las entalpías de los reactivos: r =productos - reactivos Reacción exotérmica: es una reacción que libera energía calorífica. Su entalpía tiene un valor negativo, ya que el de sus productos es mas pequeña que el de los reactivos. Se puede representar como si fuera un producto: CH4 2O2 → CO2 + + H2O + CALOR Especificando su valor y signo: 1 O2 (g) H2 O 2 H2 (g) + kJ Reacción endotérmica: esta reacción absorbe energía. Su entalpía es positiva ya que de sus productos es mayor que de reactivos. Se puede representar como reactivo: N2 + O2 + ENERGÍA → 2NO O de la siguiente manera, colocando el símbolo ∆ sobre la flecha: N2 + O2 ∆ 2 NO Especificando su valor y signo al final de la reacción: CO2 (g)+ 2H2O CH4 (g) + 2O2 (s) kJ Las reacciones endotérmicas y exotérmicas, requieren una mínima cantidad de energía para llevarse a cabo a esta energía se le llama energía de activación, sin ella no sería posible la reacción química. 79 Química I EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes planteamientos y coloca en el paréntesis de la izquierda la letra de opción que conteste correctamente. 1. ( ) De acuerdo con la energía involucrada, la siguiente reacción se clasifica como: MgCO3 ∆ a) b) c) d) CO2 + MgO exotérmica. exergónica. síntesis. endotérmica. 2. ( ) De acuerdo con la entalpía de reacción, las reacciones exotérmicas se caracterizan porque el valor de su de… a) los reactivos es mayor. b) los productos es mayor. c) los reactivos = productos. d) la reacción es mayor que 0. 3. ( a) b) c) d) 80 ) De acuerdo con la entalpía de reacción, las reacciones endotérmicas ocurren cuando el los . los productos es mayor. los reactivos = productos. la reacción es menor que 0. … Química I Unidad 4 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta d a b 81 Química I 4.6 VELOCIDAD DE REACCIONES APRENDIZAJES Explicar cómo afectan la temperatura, la concentración y un catalizador la velocidad de la reacción. La velocidad de reacción es el tiempo que tardan en formarse los productos, o bien en reaccionar los reactivos. Para que se lleve a cabo una reacción química debemos considerar que ocurren choques entre las partículas con una energía suficiente para romper los enlaces de los reactivos y formar los nuevos enlaces de los productos. Los factores que modifican la velocidad de reacción son: Factores Temperatura Concentración [ ] Catalizador ↑T= ↑VR Es la energía cinética promedio de las partículas. ↓T = ↓VR Es la cantidad de materia contenida en la unidad de volumen. La VR es directamente proporcional al producto de la concentración de los reactivos (Ley de acción de masas). Sustancia que modifica la velocidad de reacción, sin modificar su estructura interna. VR = velocidad de reacción 82 Variación en la velocidad de reacción Definición T= temperatura ↑ [ ] = ↑ VR Reactivos ↓ [ ] = ↓ VR Reactivos Catalizador = ↑ VR Positivo Causa Al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de las partículas y con esto el número de choques entre las partículas. Al aumentar el número de partículas, aumenta también el número de choques. Las moléculas reactivas se adsorben a la superficie del catalizador, donde se lleva a cabo la reacción modificándose la VR. Catalizador = ↓ VR negativo o Inhibidor [ ] = concentración ↑= aumentar ↓=disminuir Química I Unidad 4 EJERCICIOS INSTRUCCIONES: Coloca dentro del paréntesis de la izquierda la letra de la opción que contesta correctamente a cada planteamiento. 1. ( a) b) c) d) disminuyen los choques moleculares y aumenta la velocidad de reacción. aumentan los choques moleculares y disminuye la velocidad de reacción. disminuye los choques moleculares y no se altera la velocidad de reacción. aumentan los choques moleculares y aumenta la velocidad de reacción. 2. ( a) b) c) d) ) Al aumentar la temperatura en una reacción química: ) Para aumentar la velocidad de reacción, es necesario: disminuir la concentración de reactivos. aumentar la concentración de los productos. igualar la concentración de los reactivos y productos. aumentar la concentración de reactivos. 3. ( N2 ) Para la siguiente reacción: + 2O2 → 2NO2 Al aumentar la concentración del NO2 la velocidad de reacción… a) b) c) d) disminuye, porque el exceso de reactivo actúa como catalizador. disminuye, porque disminuye la concentración de los reactivos. aumenta, porque aumenta la concentración de los reactivos. aumenta, porque los choques aumentan. 83 Química I TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 Respuesta correcta d d b Sugerencias Para profundizar en este tema consultar : Garritz A. Chamizo J.A. Química. Adisson Wesley Iberoamerica.1994, 659-664pp 84 Química I Unidad 4 4.7 CONSUMISMO E IMPACTO AMBIENTAL APRENDIZAJES Explicar los riesgos y beneficios del desarrollo tecnológico y científico. Explicar el impacto del desarrollo tecnológico y científico en el ambiente y la sociedad. La ciencia es una estructuración del conocimiento para describir y explicar la realidad física, de manera lógica y sistemática. Este conocimiento científico carece de valor ético, no da consuelo ni mantiene ilusiones, es fría. Sus fundamentos nos han brindado una vida más llevadera, más libre de enfermedades y dolor. Ha dado la explicación y solución a muchos problemas. La tecnología que aplica la ciencia para transformar el medio ambiente, produce cambios en diferentes niveles, como en las interrelaciones y valores sociales, en la forma de vivir y de ver la vida y generalmente produce efectos positivos, pero también se presentan aspectos negativos. Así, conocer las propiedades del cloro es algo diferente a utilizarlo como un gas asfixiante. Es diferente utilizar el hierro para estructuras en ingeniería y medios de transporte, que utilizarlo para armas y transporte bélico. De igual manera, el conocimiento de la energía nuclear ha brindado a la humanidad muchas aplicaciones en diferentes áreas, pero también se han desarrollado bombas nucleares, las cuales han sido utilizadas para la manipulación y destrucción del mismo hombre. Es cierto que la tecnología puede tener aplicaciones constructivas y destructivas, pero es el hombre quien toma las decisiones para darle tales usos. El tiempo apremia, además de reconocer los beneficios, es necesario valorar y controlar las consecuencias y riesgos que se han generado por la aplicación de la tecnología sin argumentos éticos, sirviendo a intereses de unos cuantos, con sentimientos egoístas y ultra nacionalistas, sin el mínimo respeto a los derechos humanos, al planeta, a la vida, y a las generaciones futuras. Por los grandes problemas que la humanidad enfrenta en el inicio de este siglo, es recomendable cuidar la forma de utilizar todos los recursos que la sostienen. En el reporte Brundtland (1987), se estableció que “el desarrollo sustentable es un proceso que busca el bienestar del ser humano sin dañar el equilibrio del ambiente y sin comprometer las aspiraciones de las generaciones futuras”. Un desarrollo sustentable, considera la relación mutua y dinámica entre ambiente, economía y sociedad, tanto a corto como a largo plazo. Una sociedad que cubre sus necesidades básicas, con servicios, educación, y seguridad disponibles para todos, considera los factores que proporcionan un buen desarrollo sustentable. Por el contrario, un alto índice de criminalidad, de desempleo, un desarrollo urbano desmedido, falta de servicios públicos, rezagos educativos, pobreza extrema, hambre, desnutrición, enfermedades causadas por contaminación ambiental, etc., son estas manifestaciones de un inadecuado desarrollo social sustentable. 85 Química I Entre los problemas ambientales relacionados con el desarrollo no sustentable, se tienen la escasez del agua, pérdida de la biodiversidad, deforestación, agotamiento de la capa de ozono, contaminación de aire, agua y suelos, erosión del suelo, urbanización mal planeada e inadecuada eliminación de desechos peligrosos. Por lo tanto, para poder mantener los sistemas que soportan la vida, es necesario cuidar la estabilidad de los ecosistemas, hacer uso responsable, razonable y sostenible de los recursos y conservar la biodiversidad. En conclusión, para lograr el desarrollo sostenible es necesario que se integren armónicamente el desarrollo económico y el social a la vez que se mantenga la funcionalidad de los ecosistemas. Así mismo es necesaria una visión global, ya que la problemática generada no tiene fronteras, todos y cada uno tenemos deberes recíprocos de equidad personal, social, nacional, internacional e intergeneracional. Ciencia y tecnología 86 Riesgos ( algunos pueden ser) Sean utilizadas en contra del mismo ser humano para manipularlo y destruirlo. Contaminación ambiental del aire, suelo y agua. Agotamiento a corto plazo de los recursos naturales. Disminución y extinción de diversas especies. Poco tiempo de recuperación al planeta para reponer los daños causados por la sobre explotación de sus recursos. Aparición de diversos fenómenos ambientales por el uso y abuso de diversas sustancias químicas: como el rompimiento de la capa de ozono, lluvia ácida, efecto invernadero, etc. Aparición de diferentes enfermedades en la población, por contacto con desechos industriales. Beneficios (algunos pueden ser) Mejoramiento de la calidad de vida. Alargamiento en tiempo de vida de los seres humanos. Desarrollo de medicinas y recursos tecnológicos para la cura, detección y prevención de enfermedades. Desarrollo de investigaciones y manipulaciones genéticas. Desarrollo de nuevos materiales, más resistentes para la construcción de edificios, transporte, ropa, etc. Desarrollo de la investigación en diversos campos como la nutrición y la ingeniería de alimentos, la agricultura, etc. Mejoramiento en los medios de comunicación y trasporte. Química I Unidad 4 EJERCICIOS NSTRUCCIONES: Coloca dentro del paréntesis de la izquierda la opción que responde correctamente a cada planteamiento. 1. ( a) b) c) d) el uso de aerosoles y refrigerantes con clorofluorocarbonos. desarrollo de materiales para la elaboración de prótesis y órganos. la utilización de insecticidas y fertilizantes con sustancias muy contaminantes. el impacto ambiental de productos caseros e industriales, como ácidos, bases y sales corrosivas. 2. ( a) b) c) d) ) Para lograr un desarrollo sustentable armónico y viable es necesario considerar: las necesidades actuales de la sociedad y cubrirlas. garantizar el sustento de todo el planeta en el presente y en el futuro. crear empleos, escuelas y servicios solo en las ciudades más importantes. cuidar y mantener solo los recursos naturales. 4. ( a) b) c) d) ) Se reconocen como riesgos producidos por la ciencia y la tecnología: daño cerebral, casos de leucemia y malformaciones en niños por contacto con material radioactivo. manipulación de las ingenierías genéticas para mejorar la calidad de alimentos. desarrollo de nuevos medicamentos para aliviar el SIDA. desarrollo de plásticos para crear productos más resistentes y económicos. 3. ( a) b) c) d) ) Se reconocen como beneficios de la ciencia y la tecnología: ) El desarrollo sustentable social es un proceso que tiene como objetivo: sólo el bienestar actual del ser humano. mantener los ecosistemas y la biodiversidad. desarrollo de industrias y empleos en zonas centralizadas. distribuir equitativamente a toda la sociedad los beneficios que proporciona la naturaleza, por ejemplo el agua, alimentos, etc. 5. ( ) Para garantizar un desarrollo sustentable ambiental, es necesario: a) Generar más industrias. b) Generar más empleos, sobre todo en las ciudades. c) Cuidar y apoyar el desarrollo del campo, los recursos naturales y diferentes formas de vida, para garantizar las necesidades actuales sin poner en riesgo las futuras. d) Desarrollar políticas exteriores que garanticen la importación de productos alimenticios básicos a corto, mediano y largo plazo. 87 Química I 6. Marca con R si los siguientes enunciados, corresponden a un riesgo o con una B si son beneficios obtenidos de la ciencia y la tecnología ( ( ( ( ( 88 ) ) ) ) ) I. II. III. IV. V. El aumento en la temperatura global del planeta. El uso de radioisótopos para la detección y tratamiento del cáncer. La ionización de la atmósfera en la inversión térmica. Mejoras de los procesos industriales y mejora en la calidad de los productos. Fenómenos fotoquimicos. Química I Unidad 4 TABLA DE COMPROBACIÓN Número de pregunta 1 2 3 4 5 6 Respuesta correcta b a b d c I. R II. B III. .R IV. B V. R Sugerencias Para profundizar en este tema es recomendable consultar: Enkerlín Hoeflich E., et al: 2 Desarrollo Sostenible 89 Química I AUTOEVALUACIÓN El tiempo para la resolución de todos los ejercicios: 20 minutos. INSTRUCCCIONES: Coloca Dentro del paréntesis de la izquierda la letra de la opción para responder correctamente a cada planteamiento. 1. ( a) b) c) d) Fr,Po,Eu y Cf. Am, Np,Pu y Lu. Lw,Lu,La y Ac. Es,Cm,Md y Nb. 2. ( a) b) c) d) ) El nombre del compuesto KNO3 es: nitrogenuro de potasio. nitruro de potasio. nitrato de potasio. nitrito de potasio. 4. ( a) b) c) d) ) Los nombres de los elementos: Au, At, As,Ag son: aluminio, astato, arsénico y argón. oro, astato, arsénico y plata. aluminio, actinio, astuto y mercurio. oro, astato, plata y argón. 3. ( a) b) c) d) ) Símbolos de los elementos que tienen su nombre en honor a científicos importantes: ) La formula del sulfato de aluminio es: SO4Al AlSO4 Al2(SO4)3 Al3(SO4)2 5. ( ) ¿Qué partes se identifica en la siguiente ecuación? P4 (s) + 5O2 (g) 1 2 a) b) c) d) 90 P4 O10 (s) 3 4 Producto, estado gaseoso, sentido de la reacción y reactivo. Reactivo, estado gaseoso, sentido de la reacción y producto. Sólido, gas, sentido de la reacción y sólido. Sólido, reactivo, sentido de la reacción y reactivo. Química I Unidad 4 6. ( a) b) c) d) ) Para escribir correctamente una ecuación química, es necesario anotar: los nombres de los reactivos, producto y balancear. las formulas de reactivos, sentido de reacción y balancear. las formulas de productos, sentido de reacción y balancear. las formulas de los reactivos y productos, el sentido de reacción, balancear. 7. ( ) Balancea por tanteo la siguiente reacción: H3 PO3 + Sr(OH) 2 Sr3 (PO3) 2 + H2O a) b) c) d) 2,3,1,6 1,3,1,2 2,3,1,3 3,2,1,6 8. ( ) Balancea por oxido-reducción la siguiente reacción: MnO2 + K2SO4 + KOH KMnO4 +K2SO3 + H2O a) b) c) d) 1,1,1, 1,1,1 2,3,2, 2,3,1 2,2,3, 1,1,3 2,2,3, 2,3,1 9. ( ) La siguiente reacción se clasifica como: CaO + H2O Ca (OH) 2 a) b) c) d) descomposición. sustitución. síntesis. sustitución doble. 10. ( ) La siguiente reacción se clasifica como: Ag NO3(ac) + K2 CrO4(ac) KNO3 + Ag2 CrO4 a) b) c) d) sustitución. sustitución doble. síntesis. combinación. 91 Química I 11. ( a) b) c) d) ) En una reacción endotérmica: de los productos es menor. de la reacción 0. . . 12. ( ) En una reacción exotérmica, el a) de los productos es menor. b) de los reactivos es menor. c) de la reacción 0. d) Productos = reactivos 13. ( ) De acuerdo con la siguiente reacción: 2Na+Cl2 (g) 2 NaCl La velocidad de reacción aumenta si: a) b) c) d) aumentamos la concentración del NaCl. disminuimos la concentración del sodio. disminuimos la concentración del cloro. aumentamos la concentración del sodio y cloro. 14. ( ) De acuerdo con la siguiente reacción: NaOH + HCl NaCl + H2O La velocidad de reacción disminuye si: a) b) c) d) aumentamos la concentración de hidróxido de sodio. aumentamos la concentración del ácido clorhídrico. aumentamos la temperatura. disminuimos la concentración de los reactivos. 15. ( a) b) c) d) 92 ) Son beneficios obtenidos por la aplicación de la ciencia y la tecnología: utilización de la energía nuclear para obtener energía. Agotamiento de las minas de cobre y aluminio.. Poco tiempo disponible para la degradación de basura y plásticos. Aparición de nuevas enfermedades provocadas por la contaminación. Química I Unidad 4 16. ( a) b) c) d) Tipo y tamaño de la población futura. Riqueza y pobreza de la población actual. Población, economía y recursos presentes y futuros. Recursos y políticas de inversión a corto y largo plazo. 17. ( a) b) c) d) ) ¿Qué factores más importantes se consideran para mantener un desarrollo sustentable? ) Son manifestaciones de un inadecuado desarrollo social sustentable: educación, empleos, seguridad pública, servicios, cultura y recreación. aumento en la inflación, aumento en los impuestos y devaluación del peso. efecto invernadero, deforestación, erosión y potabilización del agua. inseguridad, desarrollo urbano desorganizado, pobreza, hambre, rezago educativo. 18. Marca con R si los siguientes enunciados, corresponden a un riesgo o con una B si son beneficios obtenidos de la aplicación de la ciencia y la tecnología ( ( ( ( ) ) ) ) Mejoramiento en la calidad de vida del ser humano. Extinción de la biodiversidad Investigaciones para reducir las concentraciones de contaminantes en el aire. Síntesis de nuevas sustancias para elaborar medicinas con más calidad y menos riesgos. 93 Química I CLAVE DE RESPUESTAS Número de reactivo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 94 Respuesta correcta d b c c b d a b c b d a d d a c d B R B B Química I BIBLIOGRAFÍA ALCÁNTARA BARBOSA, MARÍA DEL CONSUELO: Química de hoy. MC Graw Hill, México. AGUÍLAR, GUILLERMO. El hombre y los materiales. FCE, México, 1997. BURNS RALPH A.: Fundamentos de la química. 2da. ed., Prentice may. CHAMIZO, ANDONI G.: Tú y la Química. Pearson ENKERLIN, ERNESTOC, et. al.: Ciencia Ambiental y Desarrollo sostenible. Internacional Thomson editores. 1997. ESPRIELLA, ANDRÉS: Del átomo a las macromoléculas. GARRITZ A. Y CHAMIZO J.A.: MORTIMER, CHARLES E.: Química. Addison- Wesley Iberoamericana. 1994. Química. Grupo editorial Iberoamérica, 1983. RAMIREZ L. y ANDRÉS ESPRIELLA: Lenguaje químico inorgánico (La nomenclatura IUPAC fácil y divertida). SEESE WILLIAM S. y DAUB WILLIAM G.: Química. 5ta. ed. Prentice–Hall Hispanoamericana S.A., 1989. SMOOT ROBERT C. y JACK PRICE: Química. Un curso moderno. CECSA, México, 1990. 129 Química I 130 Química I SUGERENCIAS PARA PRESENTAR EXÁMENES DE RECUPERACIÓN O ACREDITACIÓN ESPECIAL Para evitar cualquier contratiempo al presentar el examen de Recuperación o Acreditación Especial debes considerar las siguientes recomendaciones: Organización: Acude al menos con 10 minutos de anticipación al salón indicado. Debes mostrar esta guía resuelta al profesor aplicador. Lleva el comprobante de inscripción al examen y tu credencial actualizada. Lleva dos lápices del núm. 2 o 2 ½. No olvides una goma que no manche. Durante el examen: Lee con atención tanto las instrucciones como las preguntas y si tienes alguna duda consúltala con el aplicador. Contesta primero las preguntas que te parezcan “fáciles” y después concentra toda tu atención en las difíciles. Si te solicitan explicar o desarrollar algún tema, identifica las ideas principales que quieras exponer y escríbelas de la manera más concreta y clara que puedas, evita el planteamiento de ideas innecesarias. Escribe tus respuestas con letra clara, legible y sin faltas de ortografía. Al terminar de contestar el examen, revísalo nuevamente para asegurarte que todas las preguntas estén contestadas. Centra tu atención en el examen, no trates de copiar, recuerda que el compañero de junto puede estar equivocado. 131 Química I La Guía de estudio para presentar exámenes de Recuperación o Acreditación Especial de (VERSIÓN PRELIMINAR) fue elaborada por la Secretaría Académica, a través de la Dirección de Planeación Académica, con la colaboración de: María del Pila Cuevas Cerón Noemí Escobar Vieyra María Félix Ramírez Cervantes Hermelinda Concepción Sánchez Revisión técnica Centro de Evaluación y Planeación Académica (CEPAC) Este material se utiliza en el proceso de enseñanza-aprendizaje del Colegio de Bachilleres, institución pública de educación media superior del Sistema Educativo Nacional. Diciembre 2003 Colegio de Bachilleres www.cbachilleres.edu.mx Rancho Vista Hermosa núm. 105, Colonia Ex-Hacienda Coapa, C.P. 04920, Coyoacán, D.F 132
