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1 I.E.S. GAMONARES Departamento de Ciencias Naturales – Curso 2015/2016 ACTIVIDADES DE RECUPERACIÓN ALUMNOS/AS CON FÍSICA Y QUÍMICA DE 3º E.S.O. PENDIENTE de cursos anteriores Bloque de Unidades: Unidad 1 Formulación Química Inorgánica Unidad 2 Disoluciones Unidad 3 Leyes ponderales. Teoría atómica de Dalton Unidad 4 Estequiometría de la reacción química Unidad 5 Estructura atómica de la materia Unidad 6 Enlace químico Fecha límite de entrega de estas actividades: 22 de Enero de 2016 Fecha de examen a determinar por Jefatura de Estudios en el mes de Mayo TEORÍA A ESTUDIAR Unidad 1 FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA 2 CRITERIOS DE EVALUACIÓN Formula y nombra con la nomenclatura Sistemática y/o de Stock o Tradicional los siguientes tipos de compuestos: Óxidos, peróxidos, hidruros metálicos y no metálicos, hidróxidos Ideas claras (para leer, estudiar y repasar) 1. Tablas nº de oxidación CUADRO DE N.O. MÁS FRECUENTES NO METALES CUADRO N.O. MÁS FRECUENTES METALES Elemento Nº oxidación Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag +1 Be, Mg, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd +2 Cu, Hg +1, +2 Al +3 -3; +1, +2, +3, +4, +5 Au +1, +3 P -3; +1, +3, +5 Fe, Co, Ni +2, +3 As, Sb, Bi -3; +3, +5 Sn, Pb, Pt, Pd +2, +4 B -3; +3 C -4; +2, +4 Si -4; +4 Elemento Nº de oxidación H -1; +1 F -1 Cl, Br, I -1; +1, +3, +5, +7 O -2 S, Se, Te -2; +2, +4, +6 N de 3 2. Formulación inorgánica 2.1. Compuestos binarios Como su propio nombre indica, es un compuesto formado por dos elementos. De forma general, se siguen las siguientes: Antes de comenzar con la formulación vamos a ver algunas reglas generales que empezaremos a aplicar a los compuestos binarios: a) Se escriben los elementos en el siguiente orden: primero el metal y después el no metal. Si ambos son no metales, se escribe a la derecha el más electronegativo. La electronegatividad es una medida sobre el poder del átomo de atraer los electrones de un enlace. En general, aumenta en grupo hacia arriba y en un periodo hacia la derecha. Así, se establece la siguiente sucesión: Más electronegativo Metales, B, Si, C, Sb, As, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F Así como ves el elemento más electronegativo de toda la tabla es el flúor. b) Para formular se intercambian los números de oxidación (n.o., a partir de ahora), de forma que a cada átomo se le escribe como subíndice el n.o. del compañero (sólo para binarios). Así, un compuesto formado por Fe (+3) y S (-2), se escribiría como: Fe2S3. Fíjate: no se ponen los signos a los subíndices y se ha escrito primero el metal y después el no metal. c) Cuando sea posible, se simplificarán los subíndices (a excepción de peróxidos, cationes como Hg 22+….). Así, si en vez del Fe(+3) de antes, se formase el compuesto con Fe(+2), tendríamos: Fe 2S2 ---- FeS (simplificado) d) Se comienza a nombrar por la derecha (más electronegativo) y se termina por el de la izquierda (menos electronegativo). a) Óxidos Son compuestos binarios con el oxígeno (excepto Flúor y gases nobles). Su fórmula general es X2On. El Oxígeno actúa con (-2) y el otro elemento (metal o no metal) con (+n) Desde el punto de vista Tradicional, se distinguían entre los óxidos básicos (combinación con metales) y óxidos ácidos o anhídridos (combinaciones con no metales), por su distinto comportamiento en disoluciones acuosas. Sin embargo, nosotros no estudiaremos este tipo de nomenclatura por lo que no distinguiremos entre ambos tipos. Tienes que recordar que los números de oxidación se intercambian entre los elementos en la fórmula, poniéndose como subíndices. Si se pueden simplificar estos, se hace. Por ejemplo: Si(+4) + O(-2) Si2O4 SiO2 Nomenclatura de Stock: La palabra Óxido seguido del nombre del elemento X y el número de oxidación entre paréntesis y nº romanos, si existe más de una posibilidad. Nomenclatura Sistemática: Se indica con prefijos numéricos el número de átomos de cada elemento (mono-, di-, tri-, …) También se denominan Óxidos. Óxido BeO N 2O 5 N.Stock Óxido de berilio Óxido de nitrógeno (V) N.Sistemática (Mono)Óxido de berilio Pentaóxido de dinitrógeno b) Peróxidos. 4 2- Es la combinación de un elemento con el ión peróxido, O2 . El oxígeno actúa con el número de oxidación (-1). Normalmente se forma con la combinación de Alcalinos y Alcalinotérreos (X). Su fórmula general es X2(O2)n En estos compuestos nunca se simplifican el subíndice 2 del oxígeno (ya que hay que indicar que es un dímero). Sí se puede simplificar el subíndice n, si lo hubiera, con el 2 de X. Nomenclatura Stock: se nombran como los óxidos pero utilizando la palabra Peróxido. Nomenclatura Sistemática: no distingue entre peróxidos y óxidos. Peróxido N.Stock N.Sistemática BeO2 Peróxido de berilio Dióxido de berilio Li2O2 Peróxido de litio Dióxido de dilitio c) De hidrógeno. Para poder distinguirlos, una clasificación de los elementos de la tabla periódica, aproximada, de menor a mayor electronegatividad es: Hidruros metálicos Hidruros no metálicos Metales, B, Si, C, Sb, As, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F i. Hidruros metálicos Formados por la combinación del H, que actúa con (-1) y un elemento menos electronegativo que él, que actuará con (+n). La fórmula general es: MHn. Se puede distinguir entre: A) En el caso de formar un compuesto con los elementos “no metálicos” que son menos electronegativo que él (B, Si, C, Sb, As, N) se utilizan las nomenclaturas: N. Sistemática: utilización de prefijos numéricos para indicar el número de átomos, siendo un hidruro el compuesto. Nombre usual aceptado: para los de los grupos 13, 14 y 15 se utilizan aún nombres tradicionales: Hidruro CH4 NH3 PH3 AsH3 SbH3 SiH4 Nombre usual Aceptado IUPAC 2005 Metano Amoniaco Fosfina Arsina Estibina Silano Azano Fosfano Arsano Estibano B) El resto de elementos (Metales) se nombran según las nomenclaturas: N. Sistemática: análogamente al comentado anteriormente. N. Stock: la palabra hidruro seguida del nombre del elemento M y su nº de oxidación entre paréntesis y nº romanos, si existe más de una posibilidad. Hidruro LiH CuH N. usual N.Stock N.Sistemática Hidruro de litio Hidruro de cobre (I) (Mono)Hidruro de litio Hidruro de cobre --------------- ii. Hidruros no metálicos Es la combinación del hidrógeno actuando con (+1) y un no metal (halógenos o anfígenos) con (-n). Su fórmula general es HnX. N. Sistemática: el nombre de X acabado en –uro seguido de hidrógeno. Como podéis observar aunque es nomenclatura sistemática lo más común es no utilizar prefijos numéricos en la palabra hidrógeno ya que no existe más de una posibilidad de compuesto formado y no cabe, por tanto, el error. N. Tradicional (la más utilizada): la palabra ácido seguida del nombre de X acabado en -hídrico. Existe una excepción: H2O sólo se conoce con el nombre de agua. Hidruro HCl H2S N.Sistemática Cloruro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno N.Tradicional Ácido clorhídrico Ácido sulfhídrico d) Sales binarias Es la combinación de dos no metales o un no metal con un metal. La fórmula general es: MnXm. n, número de oxidación negativo del elemento X, que debe ser el más electronegativo. Sólo existe una posibilidad para cada elemento. m, número de oxidación positivo de M, que es el elemento menos electronegativo de los dos. N. Stock: el nombre del elemento X acabado en –uro seguido del nombre del elemento M con su nº oxidación entre paréntesis y números romanos, si existe más de una posibilidad. N. Sistemática: utilizando los correspondientes prefijos numéricos para ambos elementos. Sal binaria PBr5 FeCl2 N.Stock Bromuro de fósforo (V) Cloruro de hierro (II) N.Sistemática Pentabromuro de fósforo Dicloruro de hierro 2.2. Compuestos ternarios a) Hidróxidos Es la combinación de un metal con el anión hidróxido OH -. Fórmula general: M(OH)n El grupo OH- en conjunto (no se puede separar) actúa con número de oxidación (-1) que sería la suma de (-2) del oxígeno y (+1) del hidrógeno. También son denominados como bases, ya que en disolución acuosa tiene propiedades básicas. N. Stock: Hidróxido de seguida del nombre de M con su nº oxidación entre paréntesis y números romanos, si existe más de una posibilidad. N. Sistemática: utilización de prefijos numéricos para ambos. 5 N.Stock N.Sistemática RbOH Hidróxido de rubidio (Mono)Hidróxido de rubidio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio (Di)hidróxido de calcio Hidróxido 6 RESUMEN COMPUESTO ÓXIDOS Peróxidos HIDRUROS METÁLICOS No Metal menos electronegativo que el H: B, Si, C, Sb, As, N HIDRUROS METÁLICOS Metales tabla periódica HIDRUROS NO METÁLICOS No Metal más electronegativo que el H: F, Cl, Br, I, At, O, S, Se, Te SALES BINARIAS HIDRÓXIDOS FÓRMULA X2Om Si b es par se simplifica X2(O2)n SISTEMÁTICA (recomendada IUPAC) Prefijo numérico – Óxido + de + prefijo numérico – Nombre elemento CaO: (Monó)óxido de calcio Fe2O3: Trióxido de dihierro Se nombran como los óxidos pero utilizando la palabra Peróxido. CaO2: Peróxido de calcio Li2O2: Peróxido de litio MHn. Prefijo numérico-Hidruro de M NH3: (Tri)hidruro de nitrógeno CH4: (Tetra)hidruro de carbono MHn Prefijo numérico –Hidruro de M CuH: (Mono)hidruro de cobre FeH2: Dihidruro de hierro XHn Nombre X – uro + de + hidrógeno HF: Fluoruro de hidrógeno H2S: Sulfuro de (di)hidrógeno Excepción: H2O MnXm Prefijo numérico – Nombre X – uro + de + Prefijo numérico – Nombre M NaCl: (Mono)cloruro de sodio Cu2S: (Mono)Sulfuro de dicobre M(OH)n Prefijo numérico – Hidróxido + de + Nombre M Al(OH)3: (Tri)hidróxido de aluminio Fe(OH)2: Dihidróxido de hierro STOCK TRADICIONAL Óxido + de + Nombre X + (n.o. romanos, si más de una posibilidad) CaO: Óxido de calcio Fe2O3: Óxido de hierro (III) ------------ No distingue entre peróxidos y óxidos CaO2: Dióxido de calcio Li2O2: Dióxido de dilitio ------------ Hidruro + de + M + (n.o. romanos, si más de una posibilidad) CuH: Hidruro de cobre (I) FeH2: Hidruro de hierro (II) ---------------- Nombre X – uro + de + Nombre M + (n.o. romanos, si más de una posibilidad) NaCl: Cloruro de sodio Cu2S: Sulfuro de cobre (I) Hidróxido + de + Nombre M + (n.o. romanos, si más de una posibilidad) Al(OH)3: Hidróxido de aluminio Fe(OH)2: Hidróxido de hierro (II) ______________ Nombre usual NH3: Amoniaco CH4: Metano -------------- Ácido + Nombre X – hídrico HF: Ácido fluorhídrico H2S: Ácido sulfhídrico Excepción: H2O AGUA ---------- ----------- Unidad 2 DISOLUCIONES CRITERIOS DE EVALUACIÓN Explica el método de inmersión para medir el volumen de sólidos irregulares más densos que el H 2O. Aplica el concepto de densidad, ya visto en cursos anteriores, en problemas de resolución sencilla. Conoce la definición de disolución, siendo capaz de, en un ejemplo, verificar todo lo que se indica en dicha definición. Diferencia entre soluto y disolvente. Aplica en problemas sencillos el concepto de concentración en g/l. Ideas claras (para leer, estudiar y repasar) 1. Medida de volúmenes de sólidos por el método de inmersión Cuando tenemos un sólido de forma regular o irregular no soluble en agua y más denso que esta, se puede utilizar para calcular el volumen el método de inmersión: Método de inmersión: se añade una cierta cantidad de agua inicialmente en la probeta (V1), anotándolo. A continuación, añades el sólido dentro de la probeta y anotas el volumen final del agua (V 2) Para calcular el volumen del sólido solo debes restar ambos valores (V 2-V1) 2. Densidad Se trata de una propiedad específica de la materia, por lo que cada sustancia pura en unas condiciones dadas tiene su valor propio. No hay dos sustancias puras que en las mismas condiciones posean el mismo valor de la densidad, por lo que este nos sirve para identificarlas. Mide la relación entre la masa y el volumen que ocupa de una determinada sustancia pura. Es importante que te des cuenta que hablamos de sustancias puras y no de mezclas, porque aunque estas también tengan densidad esta no es una propiedad específica de la misma, ya que depende de la composición de la mezcla. Para calcular la densidad utilizaremos la fórmula: d m kg3 V m Cuando en una fórmula veas quiere decir que después vienen las unidades en que se mide esa magnitud. Así, la densidad de una sustancia no depende de la cantidad de materia que se escoja, aunque sí de otros factores como la temperatura y el estado físico. 7 3. Disolución: soluto y disolvente Una mezcla está compuesta por dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades específicas. En una mezcla las sustancias que las componen (componentes) se pueden separar de forma sencilla por procedimientos físicos sencillos. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos componentes NO se pueden distinguir a simple vista. También se las conoce comúnmente como disoluciones. En ellas podemos diferenciar entre: Disolvente: es el componente en el que los demás componentes se “disuelven” (fase dispersante), es decir, el componente cuyo estado físico inicial es el mismo que el estado de la disolución final. Normalmente, y como regla general –aunque no siempre es así- será el componente mayoritario de la mezcla, aunque si en la mezcla hay agua, sea o no la mayoritaria, siempre será el disolvente. Soluto/s: el resto de componentes presentes en la mezcla (fase dispersa). - - En muchas ocasiones se considera el disolvente como el componente barato de la mezcla y el soluto o solutos los más interesantes, desde el punto de vista económico. Para diferenciar entre una disolución y una sustancia pura: En el caso de que nos encontremos ante un líquido, una forma rápida de distinguir si es una sustancia pura oEluna disolución es fijarnos en su temperatura de ebullición: para una sustancia pura la temperatura de ebullición es definida y permanece constante, mientras que en una disolución no permanece constante y su valor depende del tipo de mezcla que sea y de la proporción de las sustancias que la conforman. Lo mismo ocurre con otras propiedades como la densidad, la temperatura de fusión, etc. 4. Concentración de las disoluciones En las disoluciones es muy conveniente saber cuantitativamente cuánto soluto y cuánto disolvente compone la disolución. Esto lo sabremos a través de la concentración de la disolución, pudiéndose expresar de diferentes formas. Conviene destacar que la proporción entre soluto y disolvente no depende de la cantidad de disolución que tengas, es decir, una disolución tendrá la misma concentración aunque cojamos 1 mL o 1000 mL de la misma disolución. A esta propiedad de la concentración se denomina propiedad intensiva. Concentración en masa (g/L): se define como la masa de soluto en gramos por cada litro de disolución: C masa soluto( g ) volumen disolución( L) A veces, nos lo podremos encontrar en unidades Kg/m3 o mg/L. Es importante no confundirlo con la densidad de la disolución, ya que tienen las mismas unidades. 8 Unidad 3 LEYES PONDERALES. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON CRITERIOS DE EVALUACIÓN Diferencia entre procesos físicos y procesos químicos. Diferencia entre sistemas heterogéneos, sistemas homogéneos, compuestos y elementos. Conoce la ley de conservación de la masa. Conoce los postulados de la Teoría Atómica de Dalton. Ideas claras (para leer, estudiar y repasar) 1. Procesos físicos y químicos. En la naturaleza se producen continuamente cambios o transformaciones. Vamos a clasificar estos cambios en dos tipos: a) Cambios químicos: son aquellos en los que unas sustancias iniciales se transforman en otras sustancias diferentes, con naturaleza y propiedades distintas. Ejemplos: Combustión: Si quemamos un papel, se transforma en cenizas y, durante el proceso, se desprende humo. (Inicialmente, tendríamos papel y oxígeno, al concluir el cambio químico tenemos cenizas y dióxido de carbono, sustancias diferentes a las iniciales). Corrosión: Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie, se oxida y pierde sus propiedades iniciales. (Las sustancias iniciales serían hierro y oxígeno, la sustancia final es óxido de hierro, con unas propiedades totalmente diferentes a las de las sustancias iniciales). b) Cambios físicos: son aquellos en los que ninguna sustancia se transforma en otra diferente. Ejemplos: Cambios de estado: Si aplicamos una fuente de calor de forma constante, el agua hierve y se transforma en vapor de agua. (En ambos casos, la sustancia implicada en el proceso es agua que, en un caso está líquida y en el otro está gaseosa; esto es, sus partículas están ordenadas de diferente manera según la teoría cinética de la materia). Mezclas: Si disolvemos sal en agua observaremos que la sal se disuelve fácilmente en agua y la disolución resultante presenta un gusto salado. (Las sustancias iniciales - sal y agua - siguen presentes al final; este hecho es demostrable pues si calentamos la disolución hasta que hierva el agua, nos queda la sal en el fondo). La Química es la encargada de estudiar la materia y su estructura, así como los cambios de unas sustancias iniciales en otras finales, es decir, de los cambios químicos. 9 10 2. Clasificación de la materia Los sistemas materiales se pueden clasificar en: 1. 2. Sustancias puras: es aquella que no puede descomponerse en otras más elementales por métodos físicos sencillos y que presenta composición y propiedades fijas en toda su masa. Se pueden distinguir: a) Sustancia simple o elemento: es una sustancia pura que no se puede descomponer en otras más sencillas por ningún método. b) Compuesto: es una sustancia pura, constituida por diferentes elementos, que se puede descomponer en otras más sencillas por procedimientos químicos. Mezclas: es un sistema material formado por dos o más sustancias. Se clasifican en: a) Homogéneas o disoluciones: es una mezcla cuyos componentes no se distingue ni con un microscopio ordinario y presenta propiedades y composición idénticas en todos los puntos. b) Heterogénea: es aquella cuyo componentes se distinguen a simple vista o con ayuda de un microscopio ordinario y su composición y propiedades varían en distintas porciones de la misma. 3. Ley de conservación de la masa: ley de Lavoisier. Antonie L. Lavoisier (1743-1794) fue el primer químico que realizó cuidadosamente mediciones con la balanza, obteniendo una explicación correcta de las reacciones químicas, por eso se le denomina el padre de la Química Moderna. En estos estudios, Lavoisier llegó a la siguiente conclusión: En una reacción química, la masa total de los reactivos (sustancias iniciales) es igual a la masa total de los productos (finales). Esta es conocida como la ley de conservación de la masa Ejemplo: 32g de azufre se calientan con 56g de hierro, formando como producto único el sulfuro de hierro (II). ¿Qué cantidad de producto se obtiene de esta reacción? Solución: De acuerdo a la ley de la conservación de la masa, la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de los productos. Por lo tanto, si 88g de reactantes (32g + 56g) se combinaron al inicio de la reacción, la misma cantidad de masa debe obtenerse en los productos. Dado que el único producto es el sulfato ferroso, la cantidad de éste obtenida debe ser de 88g. 11 4. Teoría atómica de Dalton Dalton publicó en 1808 su Teoría atómica en la que establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua: 1. Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades 3. Los átomos de los distintos elementos tienen propiedades diferentes en masa y en las demás cualidades 4. Los compuestos están formados por la unión de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. 5. Los “átomos” de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades. La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica. Justificación de las leyes ponderales. Las suposiciones de DALTON permiten explicar fácilmente las leyes ponderales de las combinaciones químicas, ya que la composición en peso de un determinado compuesto viene determinada por el número y peso de los átomos elementales que integran el «átomo» del compuesto. Ley de la conservación de la materia. Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios químicos han de consistir únicamente en un reagrupamiento de átomos y, por tanto, no puede haber en el mismo variación alguna de masa al no variar el número de átomos presentes. Unidad 4 ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN QUÍMICA CRITERIOS DE EVALUACIÓN Calcula pesos moleculares. Conoce el concepto de mol. Ajusta reacciones químicas por el método de tanteo, distinguiendo entre reactivos y productos. Resuelve problemas sencillos de estequiometría. Ideas claras (para leer, estudiar y repasar) 1. Cálculo de pesos moleculares Podemos definir ÁTOMO como la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Para que nos entendamos, un núcleo con los electrones alrededor en los orbitales. Los elementos de la tabla periódica son átomos. En la tabla periódica podrás observar las masas atómicas de los elementos (en u). Es decir, por ejemplo, un átomo de He tiene una masa de 4,0026 u. ESTOS DATOS NO DEBES APRENDÉRTELOS. SIEMPRE TE LO DARÁN EN LOS PROBLEMAS. UTILIZA ESTA TABLA PARA MIRAR LOS PESOS ATÓMICOS PARA LA REALIZACIÓN DE LAS ACTIVIDADES. 12 Por otra parte, la MOLÉCULA es una agrupación de átomos. Ahora, la masa molecular de una molécula, se calculará como la suma de las masas atómicas de todos los átomos que la forman. Así, la molécula de agua, de fórmula H2O, al estar formada por dos átomos de Hidrógeno y uno de oxígeno, su masa molecular se calculará como: M(H2O)= 2 M(H) + 1 M(O) = 2 . 1 u + 1 . 16 u = 18 u 2. Concepto de mol En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio. Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079 u; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno. De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H 2) es 2,0158 u; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno. Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam». De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro: N = 6,023 x 10 23 Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de moléculagramo y de átomo-gramo: el mol. Actualmente, deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de moléculagramo y sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de entidades fundamentales. El número 6,02. 10 23 es muy importante en química. Recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (NA). Es el número de átomos de C que hay que reunir para que su masa sea igual a 12,0 g (el valor de la masa atómica en gramos). Por tanto: Masa de 1 átomo de C: 12,0 u Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g Comparemos ahora las masas de un átomo de C y uno de H: Masa de 1 átomo de C: 12 u Masa de 1 átomo de H: 1u Observa que un átomo de H tiene una masa 12 veces inferior a uno de C. Si ahora tomamos 6,02.1023 átomos de C y el mismo número de átomos de H, resultará que éstos tendrán una masa 12 veces menor: Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g Masa de 6,02.1023 átomos de H: 1,0 g Si repetimos este razonamiento para otros átomos llegaríamos a idénticas conclusiones: Masa de 6,02.1023 átomos de O: 16,0 g Masa de 6,02.1023 átomos de N: 14,0 g Y lo mismo pasaría si extendemos el razonamiento a moléculas: Masa de 6,02.1023 moléculas de H2O: 18,0 g Masa de 6,02.1023 moléculas de CO2: 44,0 g 13 Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6,02.10 23 unidades elementales. Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones… El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.) La masa de un mol en gramos es igual al valor de la masa atómica o molecular. 1mol de (moléculas) de agua es la cantidad de agua que contiene 6,02.10 23 moléculas de agua su masa es 18,00 g 1mol de (átomos) de hierro es la cantidad de hierro que contiene 6,02.10 23 átomos de hierro su masa es 55,85 g 1mol de (moléculas) de amoniaco es la cantidad de amoniaco que contiene 6,02.10 23 moléculas de amoniaco su masa es 17,00 g Ejemplo 1 ¿Cuántos moles son: a) 7,0 g de Na? b) 20,5 g de H2O? c) 64,8 g de H2SO4? Ejemplo 2. Necesitamos tener: a) 1,20 moles de Zn. b) 0,25 moles de CH4 c) 3,40 moles de H2CO3 ¿Cuántos gramos deberemos pesar de cada sustancia? Solución: 1mol Na 0,304 moles Na 23,0 g Na a) 7,0 g Na b) 20,5 g H2O c) 64,8 g H2SO 4 1mol H2O 1,139 moles H2O 18,0 g H2O 1mol H2SO 4 0,661moles H2SO 4 Solución: 98,0 g H2SO 4 a) 1,20 moles Zn 65,4 g Zn 78,5 g Zn 1 mol Zn 16,0 g CH4 4,0 g CH4 1 mol CH4 b) 0,25 moles CH 4 c) 3,40 moles H2CO3 62,0 g H2CO3 210,8 g H2CO3 1 mol H2CO3 14 3. La ecuación química y los cálculos estequiométricos. a) Ecuación química Las reacciones químicas se presentan mediante ecuaciones químicas, en las que se escribe primero los reactivos y después de los productos, ambos separados a través de una flecha: En ocasiones, es necesario además reflejar el estado de agregación de las sustancias participantes en la reacción. Para ello utilizaremos unos subíndices: (s) para sólido; (l) líquido; (g) gaseoso; (ac) (aq) (dis) en disolución. b) Ajuste de reacciones De acuerdo con Lavoisier la ley de conservación de la masa que establece que “en toda reacción química la masa permanece constante” Esta ley hace necesario el ajuste de las reacciones. Es decir, como la masa se conserva quiere decir que los átomos presentes en los reactivos y los presentes en los productos deben ser los mismos. Lo único que ha cambiado es la forma de unirse entre ellos. Haz el recuento en estos dos casos que te propongo a continuación y observa qué ocurre: Para hacer que las reacciones químicas cumplan este principio debemos poner, en caso necesario, unos números, denominados coeficientes estequiométricos que consigan que el número de átomos en ambos lados de la flecha sea el mismo. Nunca se modifica los subíndices de las fórmulas, pues cambiaríamos el tipo de sustancia, sino se multiplica todo por un número entero o fracción. Estos coeficientes se interpretan como el número de moléculas o átomos o moles que reaccionan y se forman. Por lo que ya podemos leer una reacción de forma completa: 15 2 KCLO 3( s ) 2 KCl ( s ) 3O2( g ) 16 2 moléculas/moles de clorato de potasio, en estado sólido, producen 2 moléculas/moles de cloruro de potasio, en estado sólido, y tres moléculas/moles de oxígeno gaseoso. Estos coeficientes estequiométricos se pueden obtener por tanteo. Practica el método de tanteo en la siguiente página web: http://www.alcaste.com/departamentos/ciencias/actividades_multimedia/fqeso/actividades_qeso/reacciones_qui micas/ajuste_ecuaciones/ajuste_ecuaciones.htm c) Cálculos estequiométricos Si tenemos la reacción: el propano gaseoso reacciona con oxígeno gaseoso para formar dióxido de carbono gas y agua líquida, ajustándola debidamente, podemos establecer las siguientes relaciones: C3 H 8( g ) 5O2( g ) 3CO2( g ) 4H 2 O(l ) Moles Moléculas 1 1 6,023 10 Masa (g) 44 5 5 6,023 10 23 3 23 160 (5 32 ) 4 3 6,023 10 132 (3 44 ) 4 6,023 10 23 23 72 (4 18 ) (Observa como si sumamos la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos, 204 g) Para realizar los cálculos estequiométricos es conveniente seguir estos pasos: 1. Escribir la ecuación con todas las sustancias presentes en ella, ya sea como reactivos o como productos. 2. Ajustar la ecuación química. 3. Convertir en moles las cantidades, en unidades de masa, de las sustancias que figuran como datos en el problema. 4. Hallar el número de moles de las sustancias que aparecen como incógnitas en el problema, utilizando las proporciones estequiométricas obtenidas al ajustar la reacción. 5. Convertir a las unidades solicitadas de masa los moles hallados en el apartado anterior. El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido: a) ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan? 1. Identifica reactivos y productos. Plantea la ecuación y a continuación formula las sustancias que intervienen: Ácido clorhídrico + Zinc Cloruro de zinc + Hidrógeno HCl + Zn Zn Cl 2 + H 2 2. Ajusta la ecuación: 3. Pasa el dato que te dan a moles: 2 HCl + Zn Zn Cl 2 + H 2 6,0 g deHC l 1mol HCl 0,16 moles de HCl 36,5 gde HCl Para plantear este factor de conversión debes obtener la masa molecular del compuesto. 4. Transforma ahora los moles del dato en moles de la incógnita leyendo el correspondiente factor de conversión en la ecuación ajustada 0,16 moles deHCl 17 1mol de Zn 0,08 moles de Zn 2 moldeHCl Lee el factor en la ecuación ajustada 5. Transforma moles en gramos usando la masa atómica o molecular: 0,08 moles de Zn 65,4 g de Zn 5,2 g de Zn 1 mol de Zn Unidad 5 ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA CRITERIOS DE EVALUACIÓN Conoce el modelo atómico de Thonsom, Rutherford y Bohr. Conoce las partículas elementales que componen un átomo (protones, neutrones y electrones), así como los conceptos de número atómico y número másico. Conoce el modelo atómico actual, entendiendo la diferencia entre órbita y orbital. Construye la configuración electrónica de un átomo a partir del número atómico del elemento. Ideas claras (para leer, estudiar y repasar) 1. Modelos atómicos de la física clásica. En una Unidad anterior has visto como Dalton recuperó las ideas de Demócrito, estableciendo que la materia estaba compuesta por átomos indivisibles e indestructibles. Sin embargo, esta visión del átomo cambiaría hasta llegar a la actual, pasando por una serie de científicos que fueron descubriendo, poco a poco, cómo era realmente el átomo por dentro. a) Modelo atómico de Thonsom En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón, descubriendo así Thonsom que los átomos, por tanto, no eran indivisibles. J.J Thomson propone entonces el primer modelo de átomo: Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encontraban incrustados en una nube de carga positiva. La carga positiva de la nube compensaba exactamente la negativa de los electrones siendo el átomo eléctricamente neutro. Es lo que se conoce como el modelo de pastel de pasas o pudin. b) Modelo atómico de Rutherford: E. Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson. Sin embargo lo que descubrió fue que dicho modelo no estaba en lo cierto, estableciendo un nuevo modelo atómico: La mayor parte del átomo está vacío, ya que hay una zona muy pequeña en la que se concentra la carga positiva y los electrones giran en círculos a grandes distancias alrededor suya. Dicho núcleo está compuesta por partículas positivas, llamadas protones; y otras partículas neutras, los neutrones, que mantienen estable el núcleo. 18 c) Modelo atómico de Bohr: 19 Bohr en 1913, y al estudiar una serie de experimentos de la luz que emitían los elementos, determina que el modelo atómico de Rutherford no es del todo cierto, estableciendo un nuevo modelo. La única diferencia entre este y el anterior es que Bohr determina que los electrones giran alrededor del núcleo, como decía Rutherford, pero no a cualquier distancia ni de cualquier manera. Así, en la primera capa –llamada órbita K- sólo podían girar dos electrones; en la segunda capa –denominada L- ocho; en la tercera –M- dieciocho y así continuamente. 2. Partículas que componen el átomo Partícula Electrón Protón Neutrón a) Carga Negativa Positiva 0 Masa (u) 0,00055 1 1 Localización Corteza Núcleo Núcleo Número atómico y número másico El número atómico Z de un átomo representa el número de protones que tiene dicho átomo. El número másico A representa el número de protones más neutrones presentes en un átomo. Cualquier átomo queda determinado por su número de protones, por lo que este número no puede cambiar sin cambiar el elemento que representa. 3. Modelo atómico actual Hemos estudiado como Bohr ordenaba los electrones en capas donde cabía un número máximo de electrones. Sin embargo, este modelo quedó obsoleto con el nacimiento de la física cuántica y quedando establecido el modelo atómico actual de Schrödinger, donde los electrones se encuentran en zonas probables llamados orbitales: zonas donde con una probabilidad de más del 90% puedo encontrar al electrón. En este modelo el concepto del núcleo, así como las partículas que lo conforman, se siguen manteniendo. Existen diferentes tipos de orbitales, tanto con distinto tamaño y forma. Además, en estos orbitales caben un número máximo de electrones también, pudiendo así establecer la configuración electrónica de cualquier átomo. El tamaño del orbital me lo da el nivel en el que se encuentre el electrón, determinado por el número cuántico n cuyos valores pueden ser: 1, 2, 3, ….. La forma del orbital viene determinado por el subnivel en el que se encuentre el electrón. Hay diferentes tipos de orbitales: - Orbitales s: donde caben como máximo 2 electrones. Orbitales p: donde caben como máximo 6 electrones. Orbitales d: como máximo 10 electrones. Orbitales f: máximo 14 electrones. IMPORTANTE: diferencia entre órbita y orbital El concepto de órbita está relacionado con los modelos atómicos de la física clásica de Bohr, siendo trayectorias circulares en las que sé que el electrón está girando. Sin embargo, el concepto actual de orbital de la física cuántica de Schrödinger representa zonas donde probablemente se encuentre el electrón, aunque no puedo conocer dónde exactamente. ¿Cómo se van colocando los electrones en los diferentes orbitales? Los orbitales poseen distintos valores de energía, de forma que los electrones se van colocando en estos orbitales ocupando desde los orbitales vacíos menos energéticos a los que más. Para ayudarte a recordar el orden de energía tienes el diagrama de Moëller, en el que puedes obtener el orden de llenado de los orbitales. Ejemplos: Para realizar la configuración electrónica del 2311Na me fijo en su número atómico (Z= 11) y al ser neutro poseerá 11 electrones que de acuerdo con el diagrama de Moëller se colocarán en los orbitales: 1s 2 2s2 2p6 3s1 Fíjate: el número máximo por cada nivel de Schrödinger coincide con el número máximo de electrones que predijo Bohr para sus órbitas. 20 Unidad 6 ENLACE QUÍMICO CRITERIOS DE EVALUACIÓN Conoce cómo se ordenan los elementos de la tabla periódica actual, distinguiendo la zona donde se encuentran los metales y los no metales. Conoce los enlaces iónicos, covalente y metálicos. Conoce las propiedades físicas de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos. Establece a través de una fórmula o de las propiedades, qué enlace hay entre los átomos de ese compuesto o viceversa. Ideas claras (para leer, estudiar y repasar) 1. La tabla periódica actual: ordenando los elementos Hoy se utiliza la tabla de Werner y Paneth, publicada en 1954 y la cual consta de 18 columnas y 7 filas, además de dos filas fuera de la tabla. a. Grupos y periodos Según va aumentando el número atómico (Z) en los sucesivos elementos que constituyen la tabla periódica, también van aumentando el número de electrones que constituyen la corteza del átomo neutro. Todos los elementos de un periodo tienen el mismo número de capas de electrones: los elementos del periodo 1 (H, He) tienen una sola capa, los del periodo 2 (Li, Be, B, C…) tienen dos capas y así sucesivamente. Los periodos se enumeran del 1 al 7, Los elementos de un mismo grupo o familia poseen propiedades químicas semejantes y tienen el mismo número de electrones en su capa externa (llamada también de valencia). Por ejemplo, los elementos del grupo 17 (halógenos) tienen 7 electrones en su capa externa. Los grupos se enumeran del 1 al 18. También se les suele distinguir con números romanos y una letra mayúscula A o B, siendo A para los elementos representativos (grupos 1,2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18) y B para el resto. A los grupos también se les conocer con el nombre del primero de esa familia; por ejemplo, la familia del Li (litio), del Flúor (F)…; o con nombres particulares como las familias de: - Alcalinos: familia 1 (IA) o del Litio. - Alcalinotérreos: familia 2 (IIA) o del Berilio (Be). - Anfígenos: familia 16 (VIA) o del Oxígeno (O). - Halógenos: familia 17 (VIIA) o del Flúor (F) - Gases nobles: familia 18 (VIIIA) o del Neón (Ne) Los grupos intermedios (del 3 al 12) corresponden a los metales de transición. Estos no presentan con claridad propiedades análogas. Entre estos metales de transición se encuentran también los metales de transición interna o tierras raras. El Hidrógeno no sigue estrictamente las propiedades de ningún grupo, por eso se puede representar en el centro de la tabla periódica. 21 b. Metales, no metales, semimetales y gases nobles. En el lado izquierdo de la tabla y en el centro se encuentran los elementos conocidos como metales. Las características generales de los metales son: - Brillo metálico El color del metal depende de la luz que refleja, por ejemplo, el cobre (Cu) es rojo, el oro (Au) es amarillo. Conducen bien la electricidad y el calor Forman cationes, es decir, pierden electrones Sólidos a temperatura ambiente, a excepción del mercurio (Hg), con elevados punto de fusión y ebullición. - Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido. - Son dúctiles (pueden dar forma de hilos). - Son maleables (pueden convertirse en láminas). - Sus moléculas son monoatómicas. Algunos metales típicos son hierro, sodio, plata, oro, magnesio, zinc, estaño, plomo, entre otros. Los metales se combinan con el oxígeno para formar óxidos metálicos. Se pueden mezclar y fundir dos o más metales para la elaboración de las aleaciones. Hacia la derecha y arriba de la tabla periódica nos encontramos con los no metales, cuyas características generales son: - Van perdiendo el brillo metálico. No buenos conductores de la electricidad ni del calor. Forman aniones, es decir, gana electrones. Sólidos y gases a temperatura ambiente, a excepción del bromo (Br) que es sólido, con bajo punto de fusión y ebullición. Las moléculas de los gases son diatómicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Son malos conductores de la electricidad. Tienen puntos de fusión bajos y bajas densidades. No son brillantes. Reaccionan entre sí y con los metales. Entremedias de los metales y los semimetales hay una escalera que los separa por los semimetales o metaloides, elementos cuyas características están comprendidas entre metales y no metales. Todos los elementos del último grupo (grupo 18) tienen completa la última capa: el Helio (He) con 2 electrones y el resto (Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) con 8 electrones) Esta configuración electrónica completa se atribuye su nula actividad química; es decir, no se combinan en condiciones habituales de laboratorio con ningún otro elemento químico. De ahí su nombre de gases nobles. ¡¡A MEMORIZAR!! Debes aprenderte todos los elementos de los grupos representativos (familias 1, 2 y del 13 al 18) y el Hidrógeno; con sus nombres y símbolos. Además, deberás saber dónde se encuentran los metales, semimetales, no metales y gases nobles. 2. Enlaces químicos a) ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren mayor estabilidad que cuando estaban separados. A esta unión se la denomina ENLACE QUÍMICO. 22 Los gases nobles no se unen fácilmente a ningún otro átomo, es decir, son muy estables solos. Si observamos la configuración electrónica de todos ellos vemos que en su nivel más externo, llamada capa de valencia, todos tienen 8 electrones (ns2 np6), a excepción del Helio que solo cuenta con dos electrones en la primera capa (1s2) Es por eso que todos los átomos de la tabla periódica, al buscar la estabilidad, es decir al formar enlaces con otros buscarán justamente esa configuración, denominándose la regla del octeto. 23 Para conseguir la configuración de gas noble o cumplir la regla del octeto, los átomos se pueden unir a otros a través de tres tipos diferentes de enlaces: a) Enlace iónico: entre metal y no metal, es decir, entre átomos de muy diferente electronegatividad. b) Enlace covalente: entre no metales, es decir, entre átomos con alta electronegatividad y parecida entre ellos. c) Enlace metálico: entre metales, o sea, entre átomos de baja electronegatividad y parecida entre ellos. b) Enlace iónico Unión entre un metal y un no metal. El proceso fundamental consiste en la transferencia de electrones entre los átomos (uno da un electrón y el otro lo coge), formándose iones de distinto signo que se atraen: Electrón cedido por el átomo de Na al de Cl - Na Cl Al perder un electrón el Na se transforma en Na+ + - Los iones se unen debido a la atracción entre cargas de distinto signo Realmente este proceso se realiza simultáneamente en millones de átomos, con el resultado de que se formarán millones de iones positivos y negativos que se atraen mutuamente formando una estructura integrada por un número muy elevado de iones dispuestos en forma muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal. Mira los siguientes i%C3%B3nico.html videos: 1. 2. http://www.hschickor.de/abioch/12nacl.html http://www.educaplus.org/play-77-Enlace- Al perder un electrón el Cl se transforma en Cl - Propiedades de los compuestos iónicos 1. Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión. 2. Son duros, es decir, difíciles de rayar, pero frágiles, o sea, se rompen al darles un golpe. 3. Los compuestos iónicos son solubles en disolventes como el agua. 4. Los compuestos iónicos no conducen la electricidad en estado sólido. Sin embargo, fundidos o disueltos en agua sí la conducen. c) Enlace covalente Unión entre dos metales, que comparten electrones entre sí. Propiedades de las moléculas covalentes 1. Las sustancias covalentes moleculares (formados por moléculas) como el H 2, O2 o el H2O, suelen ser gases o líquidos a temperatura ambiente. Por esto mismo tienen bajos puntos de fusión y ebullición. 2. No conducen la electricidad. 3. Suelen ser poco solubles en agua. c) Enlace metálico El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica. Como puedes observar, el enlace metálico también forma estructuras cristalinas tridimensionales, por lo que las fórmulas que pongamos de este tipo de sustancias serán empíricas, es decir, nos indicarán la proporción de los elementos en la sustancia, pero no la existencia real. Propiedades del enlace metálico 1. Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio que es líquido) , con temperaturas de fusión y ebullición altas. 3. Solo se disuelven en otros metales dando lugar a las aleaciones, nunca en el agua. 4. Buenos conductores del calor y la electricidad. 5. Ductilidad (hilos) y maleabilidad (láminas). 24
