Módulo de Química: Estructura Atómica y Reacciones

1
I.E.
CÁRDENAS CENTRO
MÓDULO DE QUÍMICA
CICLO V
GRADO DÉCIMO
2
TABLA DE CONTENIDO
pág.
1.
1.1.
1.1.1.
1.1.2.
1.1.2.1.
1.1.2.2.
1.1.2.3.
1.1.2.4.
1.1.2.5.
1.1.2.6.
ESTRUCTURA ATÓMICA
TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS
Teoría atómica de Dalton
Números cuánticos
Número Cuántico Principal (n)
Número Cuántico Secundario (d)
Número Cuántico Magnético (m)
Número Cuántico de Spin (s)
Principio de Exclusión de Pauli
Regla de Hund
5
5
6
7
7
7
7
7
7
7
2.
2.1.
TABLA PERIÓDICA
CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS
TABLA PERIÓDICA MODERNA
CLASES DE ENLACES QUÍMICOS
Electrones de valencia
Enlace Iónico
El enlace covalente
El enlace metálico
MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
8
19
3.1.1.
3.1.2.
3.1.3.
3.2.
3.2.1.
3.2.2.
3.2.3.
3.2.4.
3.2.5.
3.2.6.
ESTADOS DE LA MATERIA
CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS (SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA
MATERIA
Estado sólido
Estado Líquido
Estado gaseoso
CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA
Vaporización
Condensación
Fusión
Solidificación
Sublimación
Deposición
4.
4.1.
FUNCIONES QUÍMICAS
COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES
26
26
5.
5.1.
5.1.1.
5.1.1.1.
5.1.1.2.
5.1.2.
5.1.3.
5.1.4.
NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
Función óxido
Óxidos básicos
Óxidos ácidos
Función hidróxido
Función ácido
Función sal
28
33
33
33
33
33
34
35
2.2.
2.3.
2.3.1.
2.3.2.
2.3.3.
2.3.4.
2.4.
2.5.
3.
3.1.
3
8
9
9
10
11
11
12
14
16
19
19
19
20
20
20
21
21
21
21
22
6.
6.1.
6.1.1.
6.1.3.
6.1.4.
6.1.5.
6.2.
6.2.1.
6.2.1.1.
6.2.1.2.
6.2.2.
6.2.3.
6.2.4.
CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS
CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de síntesis o de combinación
Reacciones de desplazamiento simple
Reacciones de desplazamiento doble
Reacciones de óxido--reducción
SISTEMAS DE NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
Función óxido
Óxidos básicos
Óxidos ácidos
Función hidróxido
Función ácido
Función sal
36
36
36
36
36
36
37
38
38
39
39
40
41
7.
7.1.
7.2.
CONCEPTO DE MOL
RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR
DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS
42
42
44
8.
8.1.
45
8.1.1.
8.1.2.
8.1.3.
8.1.4.
ESTEQUIOMETRÍA
RELACIONES CUANTITATIVAS ENTRE LOS REACCIONANTES Y PRODUCTOS EN UNA
REACCIÓN QUÍMICA
RELACIONES MOL-MOL
RELACIONES MOL-GRAMOS
RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS
CÁLCULOS CON VOLUMEN
9.
9.1.
9.1.1.
9.1.2.
SOLUCIONES Y FORMAS DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Unidades físicas de concentración
Unidades químicas de concentración
51
53
53
53
10.
10.1.
ACIDEZ
ÁCIDOS, BASES Y POTENCIAL DE HIDRÓGENO
54
56
11.
11.1.
11.2.
SISTEMAS TERMODINÁMICOS
VARIABLES DE ESTADO
EQUILIBRIO QUÍMICO
58
59
59
45
45
47
48
49
PRUEBA TIPO ICFES
60
BIBLIOGRAFÍA
67
4
1. ESTRUCTURA ATÓMICA
La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en
permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día.
El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los
materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o
los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de
estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y
molecular.
Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar
un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece
lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos
constituyentes, en un primer intento para entender cómo se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van
desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada
serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus
estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.
El modelo atómico de Bohr o de
Bohr-Rutherford es un modelo clásico
del átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduce
una cuantización a partir de ciertos
postulados. Fue propuesto en 1913 por
el
físico
danés Niels
Bohr, para explicar
cómo
los electrones pueden tener órbitas
estables alrededor del núcleo y por qué
los átomos presentaban espectros de
emisión característicos (dos problemas
que eran ignorados en el modelo
previo de Rutherford). Además el
modelo de Bohr incorporaba ideas
tomadas
del
efecto
fotoeléctrico,
explicado
por Albert
Einstein en 1905.
1.1. TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS
Átomo es la porción más pequeña de la materia.
El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos
los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa
INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos
los materiales de ingeniería.
En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas
subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes.
Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube
de electrones, que se encuentran en la corteza.
5
ELECTRÓN
NEUTRÓN
PROTÓN
Es una partícula
elemental con carga eléctrica negativa
igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10-28 g, que
se encuentra formando parte de los átomos de todos los
elementos.
Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa
ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · 10-24 g), que
se encuentra formando parte de los átomos de todos los
elementos.
Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a
1,602 · 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la
del electrón (mprotón=1.673 · 10-24 g). La misma se encuentra
formando parte de los átomos de todos los elementos.
La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa
una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las
propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura
atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.
1.1.1. Teoría atómica de Dalton. En el período 1803-1808, Jonh Dalton, utilizó las dos leyes fundamentales de
las combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(La masa total de las sustancias
presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la
reacción) y la "Ley de composición constante"(Todas las muestras de un compuesto tienen la misma
composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una
teoría atómica.
La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados:
1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos. Los
átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción química.
2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de
un elemento son diferentes de los del resto de los elementos.
3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica
sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2).
La teoría atómica de Dalton condujo a la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente:Si dos
elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa
fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.
6
1.1.2. Números cuánticos. Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características
de los electrones de los átomos, esto está basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el
modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos.
Los números atómicos más importantes son cuatro:
-
Número
Número
Número
Número
Cuántico
Cuántico
Cuántico
Cuántico
Principal.
Secundario.
Magnético.
de Spin.
1.1.2.1. Número Cuántico Principal (n). El número cuántico principal nos indica en qué nivel se encuentra el
electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.
1.1.2.2. Número Cuántico Secundario (d). Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el
electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados
subniveles. Según el número atómico tenemos los números:
-
l
l
l
l
l
l
l
=
=
=
=
=
=
=
0
1
2
3
4
5
6
s
p
d
f
g
h
i
Sharp
principal
diffuse
fundamental
1.1.2.3. Número Cuántico Magnético (m). El
número cuántico magnético nos indica las
orientaciones de los orbitales magnéticos en el
espacio, los orbitales magnéticos son las regiones
de la nube electrónica donde se encuentran los
electrones, el número magnético depende de l y
toma valores desde -l hasta l.
1.1.2.4. Número Cuántico de Spin (s). El número
cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número
toma los valores de -1/2 y de 1/2. De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra
un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las
radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.
1.1.2.5. Principio de Exclusión de Pauli. El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones
que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital
no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.
1.1.2.6. Regla de Hund. Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se
encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2
para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).
7
2. TABLA PERIÓDICA
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia
que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y
aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química,
nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX
encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más
natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y
similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla
periódica que es utilizada en nuestros días.
2.1. CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Döbereiner. Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de
ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos
agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en
evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850
pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.
Chancourtois y Newlands. En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad
entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las
octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos
más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser
diseñada.
Meyer. En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los
elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales
alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.
Mendeleïev. En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera
versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación
coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que
clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una
periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La
primera tabla contenía 63 elementos.
Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los
elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las
agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la
misma “familia”.
Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos
vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que
correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los
descubrimientos futuros confirmaron esta convinción. El consiguió además
prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro
elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y
ellos poseían las propiedades predecidas.
Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías
debidas a errores de determinación de masa atómica de la época.
8
2.2. TABLA PERIÓDICA MODERNA
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un grupo de la tabla periódica es una
columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos
correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar
las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla
periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración
electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las
interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo
tengan similares propiedades físicas y químicas.
2.3. CLASES DE ENLACES QUÍMICOS
¿Por qué los átomos de la misma o de diferente
clase se unen entre sí? ¿Qué diferencias o
similitudes existen entre los enlaces que forman el
O y el N?
Como ya sabes, en la naturaleza se encuentran
cientos de elementos químicos que constituyen
todo lo que nos rodea. Estos elementos se unen
entre sí mediante fuerzas de atracción para formar
sustancias constituidas por átomos de la misma o
de diferente clase. Por ejemplo, el oxígeno
gaseoso, O2, NaCl y el amoníaco, NH3. A estas
fuerzas de atracción se les denomina enlace
químico.
Para la formación de un enlace químico se requiere
que los átomos compartan, pierdan o ganen
electrones para alcanzar su estabilidad. Muchos
átomos lo logran completando ocho electrones en
su nivel de energía más externo, de manera que su
configuración electrónica termine en ns2 np6. Esta
tendencia de los átomos a tener ocho electrones en
9
su último nivel de energía se conoce como ley del
octeto.
electrones en la capa más externa. La
configuración electrónica del flúor es 1s2 2s2 2p5, ya
que su número atómico es 9. Si este elemento
recibe el electrón que cede el potasio, su
configuración terminará en 2s22p6, completando
ocho electrones en su capa más externa. De esta
manera ambos elementos logran su estabilidad.
Esta ley fue establecida a principios del siglo XX
por Gilbert Lewis (1875-1946), quien estudió el
comportamiento y las propiedades de los gases
nobles. Gracias a sus estudios, Lewis encontró que
la baja reactividad de dichos gases se debe a la
presencia de ocho electrones en su nivel de
valencia. Esto le permitió concluir que los
elementos tienden a poseer estructuras estables
similares a la del gas noble más cercano.
2.3.1. Electrones de valencia. Los electrones de
valencia son aquellos que se encuentran en el
último nivel de energía de cada átomo y son los que
participan en la formación de los enlaces químicos.
Los elementos de un mismo grupo de la tabla
periódica se caracterizan por presentar propiedades
similares, debido a que tienen el mismo número de
electrones de valenci . Es decir, presentan la
misma configuración electrónica en la capa más
externa. Por ejemplo, los elementos del grupo 1
tienen un electrón de valencia y la configuración del
nivel de valencia es s1.
A continuación daremos un ejemplo: en el fluoruro
de potasio, KF, los dos elementos que lo
constituyen logran su estabilidad cuando el potasio
cede un electrón al flúor. La configuración
electrónica del potasio es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ya
que su número atómico es19. Si este elemento al
reaccionar cede un electrón, su configuración
terminaría en 3s2 3p6, quedando con ocho
Elemento
Número
atómico
Configuración electrónica
H
1
1s1
Li
3
1s22s1
Na
11
1s22s22p63s1
K
19
1s22s22p63s23p64s1
Estructuras de Lewis
Para explicar la formación de los enlaces químicos y el cumplimiento de la ley del octeto, Gilbert Lewis propuso
la representación de los electrones de valencia mediante puntos, escribiendo el símbolo del elemento y un
punto por cada electrón. A continuación daremos un ejemplo: como lo explicamos anteriormente, el potasio
tiene un electrón de valencia y el flúor tiene siete, por tanto, sus estructuras de J Lewis son:
Estructuras de Lewis del potasio y del flúor. Al unirse estos dos elementos, cumplen la ley del octeto.
10
Existen tres clases de enlace: iónico, covalente y metálico.
2.3.2. Enlace Iónico. En las sustancias que presentan enlaces iónicos hay transferencia de electrones, es
decir, se forman átomos con carga positiva o negativa, llamados iones. Los iones con carga positiva se llaman
cationes y los de carga negativa se denominan aniones.
Esta clase de enlace se lleva a
electronegatividad, por ejemplo:
cabo entre elementos de alta electronegatividad con elementos de baja
2.3.3. El enlace covalente. En las sustancias que
presentan enlace covalente se comparten pares de
electrones entre los átomos que se están uniendo
para cumplir la ley del octeto. Este tipo de enlace se
forma entre elementos de electronegatividad similar
y existen varias clases: covalente polar, covalente
no polar, los cuales pueden ser sencillos, dobles o
triples.
Electrones compartidos
Representación del enlace doble
- El enlace covalente triple. Este tipo de enlace se
presenta cuando dos átomos comparten seis
electrones, cada uno aporta tres, como en la
molécula de nitrógeno, N2.
- El enlace covalente sencillo. Ocurre cuando dos
átomos comparten dos electrones, cada átomo
aporta un electrón. Estos enlaces se representan
por un guión, por ejemplo, la molécula de bromo
Br2, comparte un par de electrones:
Electrones compartidos
Electrones compartidos
Representación del enlace triple
Representación del enlace sencillo
- El enlace no polar. Se presenta al unirse dos
elementos de electronegatividad igual o muy similar
(entre 0,0 y 0,8). Se forma generalmente entre
elementos de la misma clase, como el O2, H2, F2,
entre otros.
- El enlace covalente doble. Existen elementos
que requieren dos electrones para completar el
octeto, por esta razón, los dos átomos que forman
el enlace comparten cuatro electrones, como en la
molécula de oxígeno, O2.
- El enlace polar. Se presenta entre átomos que
tienen diferentes valores de electronegatividad y su
11
diferencia está entre 0, 8 y 1,7 aproximadamente.
En las sustancias polares, los átomos atraen de
manera desigual al par de electrones compartidos,
formando centros de carga eléctrica o polos, como
en el caso del agua.
transforman en iones positivos, dejando libres a los
electrones deslocalizados. Por ejemplo, Na1+, Cu2+,
Mg2+. Los iones positivos se ordenan en el espacio
formando una red metálica y los electrones de
valencia desprendidos forman una nube que puede
desplazarse a través de toda la red. De esta
manera, el conjunto de iones positivos del metal
queda unido mediante la nube de electrones de
carga negativa que los envuelve.
2.3.4. El enlace metálico. Este tipo de enlace se
forma entre los átomos de elementos metálicos. Es
un enlace fuerte en el que los átomos se
ACTIVIDAD…
Explica
1. Al analizar tres muestras de minerales diferentes, se estableció que contenían los siguientes iones:
Muestra 1
PO3
4
K1
Ba 2
Muestra 2
SO 2
3
Na1
Cl1-
Muestra 3
ClO1
Mg2
F1
a. ¿Qué sales están presentes en la muestra 2?
b. ¿Cuál mineral contiene fosfatos?
c. ¿Cuáles muestras poseen sales binarias?
d. ¿Qué compuesto se obtiene al combinar el anión de la muestra 1 con el catión de la muestra 3?
2. El ácido fosfórico, H3PO4, es un compuesto ternario que se obtiene mediante la reacción del óxido fosfórico
con el agua. Su estructura de Lewis es la siguiente:
a. ¿Cuántos enlaces covalentes simples se forman?
b. ¿Cuál elemento de esta estructura no cumple la ley del octeto?
c. El oxígeno posee seis electrones de valencia, ¿qué tipos de enlace puede formar?
d. ¿Por qué se forma un enlace covalente coordinado entre el átomo de fósforo y un átomo de oxígeno?
12
3. La siguiente tabla muestra algunas propiedades de cinco compuestos diferentes:
Compuest
o
Estado
Conductividad
eléctrica
Solubilidad en
agua
V
Sólido
No
Sí
w
Líquido
Sí
Sí
X
Líquido
No
No
Y
Sólido
Sí
No
z
Sólido
Sí
Sí
a. ¿Cuáles compuestos son iónicos?
b. ¿Cuáles compuestos son covalentes?
c. ¿Los compuestos X y Y son moléculas polares?
d. ¿Todos los compuestos iónicos son sólidos?
Indaga
4. Estamos sufriendo las consecuencias de la contaminación ocasionada por el mal uso de los recursos
naturales. Uno de los efectos más graves es el deterioro de la capa de ozono debido a la producción de
sustancias gaseosas en la industria que reaccionan con el vapor de agua, de manera que contribuyen a
aumentar el daño de la capa de ozono. Describe lo que puede ocurrir si se siguen generando estos compuestos
y escribe las reacciones que se llevan a cabo.
5. En un trabajo de investigación se determinó que un material Z presenta las siguientes reacciones:
Z + O2  ZO2
ZO2  H2O  H2 ZO3
H2 ZO3  2NaOH  Na2 ZO3  2H2O
De acuerdo con esta información, establece la clase de sustancias que se forman y los tipos de reacciones que
se llevan a cabo. ¿Cómo las identificarías experimentalmente?
13
2.4. MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-98) ordenó los elementos conocidos según
sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también
colocaba las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial. Al
disponer los elementos en columnas verticales de siete, los que eran
semejantes tendían a quedar en la misma fila horizontal. Así, el potasio quedó
cerca del sodio muy semejante a él; el selenio quedó en la misma línea que el
azufre, muy parecido; el calcio próximo al magnesio, y así sucesivamente. Y
efectivamente, las tres tríadas de Dóbereiner se hallaban en dichas filas.
Newlands llamó a esto la ley de las octavas (en música, siete notas forman una
octava, siendo la octava nota casi un duplicado de la primera y principio de una
nueva octava). Desgraciadamente, mientras unas filas de esta tabla contenían
elementos semejantes, otras contenían elementos enormemente dispares. Los
demás químicos pensaron que lo que Newlands trataba de demostrar era más una coincidencia que algo
significativo. No pudo conseguir que su trabajo fuese publicado.
Dos años antes, el geólogo francés Alexandre Emile Beguyer de Chancourtois
(1820-86) también había ordenado los elementos según su peso atómico creciente
y los había distribuido en una especie de gráfico cilíndrico. También aquí los
elementos semejantes tendían a coincidir en columnas verticales. Publicó su
trabajo, pero no su gráfico, y sus estudios pasaron también inadvertidos.
Más éxito tuvo el químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-95). Meyer consideró
el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los diversos elementos. En
tales condiciones, cada peso contenía el mismo número de átomos de su elemento.
Esto significaba que la razón de los volúmenes de los diversos elementos era
equivalente a la razón de los volúmenes de los átomos simples que componían a
dichos elementos. Así, pues, se podía hablar de volúmenes atómicos.
Al representar los volúmenes atómicos de los elementos en función de los pesos
atómicos, se obtenían una serie de ondas que alcanzaban valores máximos en los
metales alcalinos: sodio, potasio, rubidio y cesio. Cada descenso y subida a un
máximo o mínimo correspondería a un período en la tabla de elementos. En cada
período, también descendían y subían otras propiedades físicas, además del
volumen atómico.
El hidrógeno, el primero de la lista de elementos (porque tiene el peso atómico más
bajo), es un caso especial, y puede considerarse que constituye él solo el primer
período. El segundo y tercer periodos de la tabla de Meyer comprendían siete
elementos cada uno, y repetían la ley de Newlands de las octavas. Sin embargo, las
dos ondas siguientes comprendían más de siete elementos, y esto demostraba
claramente que Newlands había cometido un error. No se podía forzar a que la ley
de las octavas se cumpliese estrictamente a lo largo de toda la tabla de elementos, con siete elementos en cada
fila horizontal. Los últimos períodos tenían que ser más largos que los primeros.
Meyer publicó su trabajo en 1870, pero llegó demasiado tarde. Un año antes, el químico ruso Dimitri Ivanovich
Mendeleiev (1834-1907) había descubierto también el cambio en la longitud de los períodos de los elementos,
pasando luego a demostrar las consecuencias de manera particularmente espectacular.
14
Mendeleiev estaba escribiendo su tesis en Alemania en la época en
que se celebró el Congreso de Karlsruhe, y fue uno de los que escuchó
y oyó a Cannizzaro sus opiniones sobre el peso atómico. De vuelta a
Rusia, comenzó también él a estudiar la lista de elementos según su
peso atómico creciente.
Mendeleiev atacó las cuestiones desde el punto de vista de la valencia.
Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio
progresivo en sus valencias. Es decir, el hidrógeno tenía una valencia
de 1, el litio de 1, el berilio de 2, el boro de 3, el carbono de 4, el
nitrógeno de 3, el azufre de 2, el flúor de 1, el sodio de 1, el magnesio
de 2, el aluminio de 3, el silicio de 4, el fósforo de 3, el oxígeno de 2, el
cloro de 1, y así sucesivamente.
La valencia subía y bajaba estableciendo períodos: en primer lugar, el hidrógeno solo; después, dos períodos
de siete elementos cada uno; a continuación, períodos que contenían más de siete elementos. Mendeleiev
utilizó su información para construir no un gráfico, como Meyer y Beguyer de Chancourtois habían hecho, sino
una tabla como la de Newlands.
Dicha tabla periódica de elementos era más clara y llamativa que un gráfico, y Mendeleiev evitó el error de
Newlands de insistir en la repetición de períodos iguales.
Mendeleiev publicó su tabla en 1869, un año antes de que Meyer publicase su trabajo. Pero la razón de que la
mayor parte del mérito en el descubrimiento de la tabla periódica se le haya atribuido a él y no a los demás
contribuyentes, no es sólo una cuestión de prioridad, sino que reside en el uso espectacular que Mendeleiev
hizo de su tabla.
Con el fin de que los elementos cumpliesen la condición de tener la misma valencia cuando estuviesen en una
columna determinada, Mendeleiev se vio obligado en uno o dos casos a colocar un elemento de peso atómico
ligeramente superior delante de otro de peso atómico inferior. Así, el telurio (peso atómico 17.6, valencia 2) tuvo
que colocarlo delante del yodo (peso atómico 126,9, valencia 1) con el fin de mantener el teluro en la columna
de valencia 2 y el yodo en la columna de valencia 1.
Por si esto fuera poco, descubrió que era necesario dejar huecos enteros en su tabla. En lugar de considerar
estos huecos como imperfecciones de la tabla, Mendeleiev los tomó intrépidamente como representantes de
elementos todavía no descubiertos.
En 1871 se fijó de modo especial en tres huecos: los que quedaban junto a los elementos boro, aluminio y silicio
en la tabla, tal como se había modificado aquel año. Llegó incluso a dar nombres a los elementos
desconocidos, que -insistió- correspondían a aquellos huecos: eka-boro, eka-aluminio, eka-silicio («eka» es la
palabra sánscrita que significa «uno»). También predijo varias propiedades de tales elementos, estimando que
la predicción debía hacerse a partir de las propiedades de los elementos situados encima y debajo de los
huecos de la tabla, siguiendo y completando así el razonamiento de Dóbereiner.
El mundo de la química seguía siendo escéptico, y quizá hubiese continuado siéndolo si las audaces
predicciones de Mendeleiev no se hubiesen verificado de modo espectacular. Este hecho se debió en primer
lugar al uso de un nuevo instrumento químico: el espectroscopio.
15
2.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas
y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y
Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb),
radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla
periódica.
Estructura de Lewis. Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las
fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos.
Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por
lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido.
Radios Atómicos. El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al
que está unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica
que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico.
16
Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A ° = 1 X 10 -8 m , para tener una idea de los radios
atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el
átomo de fósforo (P) es de 1.10 A°, el átomo de ca lcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el át omo de Cs
de 2.62 A°. El tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según el tamaño
en el que se representan el resto de los átomos.
En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al
contrario, al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio
atómico se disminuye.
Energía de Ionización. La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el
electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1 .
ATOMO + Energía ® ION
+1
(catión) + 1 e-
También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser
arrancados del átomo. La siguiente figura muestra una gráfica de energía de primera ionización frente al
número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica.
17
En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren más
energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo
grupo se observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así
mismo se observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es
similar.
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace,
cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala
arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0
Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos
electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa que
en la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente
los electrones.
Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A)
18
Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales
tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los
elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos
electronegativos.
Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que
conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye.
En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que se dan sobre elementos
de un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la elaboración de una gráfica que resume la mejor
organización que pueden tener todos los elementos, ésta es la tabla periódica.
unidas por unas fuerzas de atracción grandes de
modo que ocupan posiciones casi fijas.
3. ESTADOS DE LA MATERIA
La materia se puede encontrar en cinco estados y
el cambio de uno a otro depende básicamente de la
temperatura y la presión en que se encuentren. Los
cambios que usualmente apreciamos suceden en
condiciones normales de presión (± 1 atmósfera).
Se discuten en este tema sólo los estados más
comunes (sólido, líquido o gaseoso). Esto no
significa la imposibilidad de cambios hasta plasma
o Bose-Einstein, lo que sucede es que en
condiciones regulares no es posible lograrlo. En
general los cambios de estado son considerados
como cambios físicos.
En el estado sólido las partículas solamente pueden
moverse vibrando u oscilando alrededor de
posiciones fijas, pero no pueden moverse
trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente
dicho, se disponen de forma ordenada, con una
regularidad espacial geométrica, que da lugar a
diversas estructuras cristalinas.
Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de
las partículas:
3.1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS
(SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA
MATERIA
Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes.
Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus
estructuras.
Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen.
La variabilidad de forma y el presentar unas
propiedades muy específicas son características de
los líquidos.
Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En
ellos es muy característica la gran variación de
volumen que experimentan al cambiar las
condiciones de temperatura y presión.
3.1.2. Estado Líquido. Los líquidos, al igual que los
sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos
las partículas están unidas por unas fuerzas de
atracción menores que en los sólidos, por esta
razón las partículas de un líquido pueden
trasladarse con libertad. El número de partículas
3.1.1. Estado sólido. Los sólidos se caracterizan
por tener forma y volumen constantes. Esto se
debe a que las partículas que los forman están
19
por unidad de volumen es muy alto, por ello son
muy frecuentes las colisiones y fricciones entre
ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija
y adopten la forma del recipiente que los contiene.
También se explican propiedades como la fluidez o
la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero
existen asociaciones de varias partículas que, como
si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la
temperatura aumenta la movilidad de las partículas
(su energía).
Las partículas se mueven de forma desordenada,
con choques entre ellas y con las paredes del
recipiente que los contiene. Esto explica las
propiedades de expansibilidad y compresibilidad
que presentan los gases: sus partículas se mueven
libremente, de modo que ocupan todo el espacio
disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se
reduce mucho el volumen en que se encuentra
confinado un gas éste pasará a estado líquido.
Al aumentar la temperatura las partículas se
3.1.3. Estado gaseoso. Los gases, igual que los
líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de
éstos, su volumen tampoco es fijo. También son
fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las
partículas son muy pequeñas. En un gas el número
de partículas por unidad de volumen es también
muy pequeño.
mueven más deprisa y chocan con más energía
contra las paredes del recipiente, por lo que
aumenta la presión:
3.2. CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA
3.2.1. Vaporización. La vaporización es el nombre
dado al cambio de líquido a gas. Teniendo en
cuenta que los gases tienen mayor energía cinética
que los líquidos, es de esperar que para evaporar
20
3.2.4. Solidificación. Cuando las partículas de un
material líquido pierden suficiente energía cinética,
pueden pasar al
estado
sólido
(proceso
exotérmico). Cuando colocas agua líquida en el
congelador, ésta cambia a hielo. No obstante, si
aprecias con mayor cuidado podrás notar que el
volumen del agua aumenta. Esta es una propiedad
característica del agua. Cuando sus moléculas se
reordenan, al pasar al estado sólido, ocupan un
mayor volumen. Por tanto, igual masa de agua con
un mayor volumen da como resultado una menor
densidad. Por esta razón el hielo flota en el agua
líquida. No es recomendable, entonces, congelar
recipientes de vidrio llenos de agua, ya que esta
expansión puede romperlos.
un
líquido
se
absorba
energía
(proceso
endotérmico). Este es un proceso constante, en
donde las partículas de la superficie del líquido
adquieren suficiente energía y se rompen las
fuerzas intermoleculares que las mantienen en
estado líquido.
Es importante que distingas la evaporación de la
ebullición, la cual depende fundamentalmente de la
presión y sucede no sólo con las partículas
superficiales.
3.2.2. Condensación. Cuando hay suficiente
pérdida de energía cinética, el gas puede cambiar
al estado líquido. Esto lo observas cuando
alrededor de un vaso de agua con hielo, se va
formando agua aparentemente de la nada. En la
atmósfera existe agua en estado gaseoso. Cuando
estas partículas colisionan con el vaso frío, pierden
energía cinética y se condensan (un proceso
exotérmico).
3.2.5. Sublimación. Cuando las partículas de un
sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden
pasar directamente al estado gaseoso sin pasar por
el estado líquido (proceso endotérmico). Este es un
cambio de estado poco común, pero puede
observarse cuando el hielo seco (dióxido de
carbono, CO2, sólido) pasa a CO2 gas. Otra
sustancia que presenta este cambio es el yodo.
Cuando se calienta en estado sólido, pasa a
gaseoso en forma de gas color púrpura intenso.
Otras sustancias también pueden sublimarse a
ciertas presiones y temperaturas.
Otro caso se puede observar en un encendedor de
gas, si te fijas bien notarás que dentro de este hay
un líquido. Este líquido es el resultado de someter
un gas a alta presión (licuefacción). Cuando se abre
la válvula se reduce la presión y las partículas
pasan nuevamente al estado gaseoso.
3.2.3. Fusión. Cuando las partículas de un sólido
adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar
al estado líquido (proceso endotérmico). Algunas
veces utilizamos la expresión "se funde" para decir
que una bombilla se dañó. En este caso, lo que
sucede es que el filamento de tungsteno llega a un
punto de desgaste tal que la temperatura generada
por el mismo lo funde o "derrite" interrumpiendo así
el circuito eléctrico.
Los refrigeradores sin escarcha utilizan la
sublimación.
Calentando
ligeramente
los
congeladores se derrite posible acumulación de
escarcha; el agua líquida cae por una canaleta
sobre el motor y se evapora. Al pasar un flujo de
aire se remueven las moléculas de agua a medida
que se subliman.
La sublimación
del CO2 se utiliza
para
crear
ambientes
cubiertos
por
una nube densa
de CO2. Este
gas
es
más
denso que el
aire y tiende a
difundirse a nivel
del suelo. Para
lograr el efecto se agrega CO2 sólido a un balde
con agua ligeramente caliente.
La cantidad de agua en estado gaseoso (vapor de
agua) es lo que determina la humedad del
ambiente.
21
3.2.6. Deposición. Este proceso en algunas
ocasiones lo describen como sublimación inversa.
Es decir, que las partículas de un gas pierden
suficiente energía cinética y pueden pasar a estado
sólido sin pasar por líquido (proceso exotérmico).
En situaciones cotidianas es muy poco probable
observar este cambio de estado, no obstante, la
sustancia que más fácilmente permitiría ver este
proceso es el yodo. Si se coloca una superficie fría
sobre el vapor sublimado, se podrá observar que se
forman pequeños cristales de yodo. Es decir, el
yodo se sublima y se deposita sobre la superficie
fría.
El punto de ebullición es la temperatura en que la
presión de vapor del líquido es igual a la presión
externa. El punto de ebullición estándar registra a 1
atm de presión (760 mm Hg), pero los líquidos
pueden
hervir
a
diferentes
temperaturas
dependiendo de la presión externa.
Cuando se estudian los estados y los cambios de
estado de diferentes sustancias se obtiene lo que
se conoce como diagrama de fases. En estos
diagramas pueden determinarse las condiciones
necesarias de presión y temperatura para obtener
un material en un estado determinado.
¿Por qué unos líquidos se evaporan más rápido
que otros?
Anteriormente cuando hablamos de la evaporación,
mencionamos que las partículas de la superficie
adquieren suficiente energía cinética y se rompe la
atracción intermolecular con las partículas en
estado líquido. Una vez estas partículas escapan se
localizan en la parte superior del líquido y ejercen
presión sobre el mismo líquido. Esta presión la
conocemos como presión de vapor, la cual se
relaciona con la fuerza de atracción intermolecular y
la temperatura. A menor fuerza de atracción
intermolecular, mayor número de partículas en
estado gaseoso sobre el líquido, por tanto mayor
presión de vapor.
Esto significa que aquellos líquidos que se
evaporan más rápidamente son líquidos con una
mayor presión de vapor. Es decir, que en estado
líquido tienen menor atracción molecular entre sus
partículas. La siguiente gráfica muestra la presión
de vapor de diferentes líquidos:
En los diagramas de fase se puede distinguir un
punto en donde se encuentran los tres estados.
Este se conoce como el punto triple y es la
temperatura y presión en la cual el material se
puede encontrar simultáneamente en equilibrio
como sólido, líquido y gas.
22
En cualquier punto sobre las líneas divisorias entre
estados, la sustancia se encuentra en equilibrio
entre las fases. Es decir, que se encuentra entre las
dos fases (sólido-líquido, líquido-gaseoso, sólidogaseoso). Es importante que tengas en cuenta que
durante el cambio de estado, la temperatura de la
sustancia no cambia, ya que toda la energía se está
utilizando
para
romper
las
atracciones
intermoleculares. Por tanto, cierta cantidad de agua
a 1 atm de presión, tendrá un punto de ebullición de
100 °C, sin importar cuánta energía se proporcione
al agua. Sin embargo, una vez pase a vapor, éste
puede obtener temperaturas muy superiores
haciendo que las quemaduras con vapor tengan
efectos más letales que con agua hirviendo.
sangre para absorber mayor cantidad de oxígeno y
así proporcionar el gas necesario para las células.
Cuando alguien de la costa o lugares a mucha
menor altitud llegan a sitios o ciudades en las
montañas como Bogotá, se sienten mucho más
cansados, presentan dolor de cabeza y mareo. Este
problema, conocido como el mal de montaña,
puede ser tan serio que en algunos casos puede
causar acumulación de líquidos en los pulmones y
el cerebro, ocasionando incluso la muerte. Es muy
común en escaladores, caminantes o exploradores
que ascienden mucho más rápido de lo que el
cuerpo se puede ajustar a la disminución del
oxígeno en el aire.
Para evitar este problema los escaladores de
grandes altitudes ascienden en varias etapas de
días o semanas a diferentes alturas para
acostumbrar al cuerpo. Sin embargo, hay un punto
en que la cantidad de oxígeno en el aire (presión)
es tan baja que es necesario utilizar tanques de
oxígeno para evitar problemas posteriores.
El mal de montaña y su relación con la
composición de la atmosfera
La atmósfera es la mezcla de gases que envuelve
la Tierra y se mantiene allí principalmente por la
atracción gravitacional y los movimientos térmicos.
El 90% de la masa de la atmósfera se encuentra en
los primeros 12 km sobre la superficie y la
conforman principalmente gases como nitrógeno
(78%), oxígeno (21%), argón (0,9%) y dióxido de
carbono (0,03%). También la mezcla contiene
trazas de otras sustancias como metano, ozono,
sulfuro de hidrógeno, monóxido de carbono, óxidos
de
nitrógeno
y
azufre,
hidrocarburos,
fluoroclorocarburos
y
material
particulado
suspendido en el aire. El vapor de agua se
encuentra dentro de los primeros kilómetros en la
atmósfera y su cantidad varía dependiendo del
lugar.
Cada uno de los gases presentes tiene diferentes
densidades, lo que hace que unos se localicen y
concentren más en algunas regiones, esto hace
que la presión atmosférica cambie dependiendo de
la altitud. A menor cantidad de gases en la
atmósfera, menor presión atmosférica, sin embargo
los porcentajes se mantienen. A nivel del mar se
tiene un 21% de oxígeno a 760 mm Hg (1 atm),
pero a 3600 m, la presión atmosférica es cerca de
480 mm Hg y el aire tiene cerca de un 40% menos
de oxígeno. Por tanto, en las montañas, a mayor
altitud, la concentración de oxígeno es menor. Las
personas que usualmente viven en zonas altas
tienen una mayor cantidad de hemoglobina en la
Cuando un escalador comienza a padecer del mal
de montaña, entre otros, el cuerpo aumenta la
profundidad y frecuencia de la respiración, se
producen más glóbulos rojos, se aumenta la
presión en los capilares pulmonares forzando a la
sangre a ira lugares del pulmón que usualmente no
se utilizan para respirar a nivel del mar y se
aumenta la producción de una enzima que causa la
liberación del oxígeno a los tejidos del cuerpo.
23
Para recordar

Los cambios de estado son básicamente cambios físicos

Los cambios de estado más comunes suceden principalmente entre los estados sólido, líquido o gaseoso,
pero esto no significa que no se puedan lograr cambios hacia plasma o condensado de Bose-Einstein, si
se dan las condiciones necesarias.

Los cambios de estado pueden ser procesos endotérmicos o exotérmicos, lo cual depende de si el estado
al que se cambia tiene mayor o menor energía cinética. En un cambio exotérmico se libera energía, en uno
endotérmico se absorbe energía.

La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas; la deposición, de gas a sólido; la vaporización de
líquido a gas; la condensación, de gas a líquido; la fusión, de sólido a líquido; y la solidificación, de líquido
a sólido.

La atmósfera está conformada por diversos gases, siendo los más abundantes el nitrógeno (78%) y el
oxígeno (21%).

Algunos líquidos se evaporan mucho más rápido que otros, ya que tienen una menor fuerza de atracción
intermolecular, por tanto una mayor presión de vapor.
El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a
la presión externa.


El oxígeno, al ser más denso que muchos de los otros gases en la atmósfera, tiende a ocupar posiciones
bajas como a nivel del mar.

Una baja cantidad de oxígeno disponible en altitudes puede causar el mal de montaña, en personas que
ascienden a un ritmo mayor del que el cuerpo necesita para acostumbrarse a la falta de oxígeno.
EJERCICIOS……
Propón
1. Si tienes disponibles cuatro líquidos como la acetona (se encuentra en algunos removedores de esmalte),
gasolina, agua y alcohol, ¿qué experimento realizarías para determinar qué líquido se evapora más rápido?
Elabora una lista de materiales, una hipótesis y un procedimiento para realizarlo.
24
Interpreta
Contesta las preguntas 2 y 3 con base en la siguiente gráfica:
2. Tienes tres recipientes cada uno con la misma cantidad, a 1 atm de presión y a una temperatura de 10 °C
con los siguientes líquidos: éter dietílico, etanol, agua. Al cabo de un tiempo observas que uno de los
recipientes tiene menor cantidad de líquido que los otros. ¿Cuál podría ser este líquido? ¿Por qué?
3. ¿Cuál sería el punto de ebullición del etanol en un lugar en donde la presión atmosférica es 500 mm Hg?
Contesta la pregunta 4 con base en el siguiente diagrama:
4. Si tienes un trozo de carbón a 25 °C y 1 atm de presión (1,01 x 105 Pa), ¿a qué condiciones debes someter el
carbón para obtener diamante?
Indaga
5. Cuando hay un incendio y se llenan de humo las habitaciones, los bomberos recomiendan desplazarse
arrastrándose por el suelo como una medida de prevención. ¿Por qué crees que esta es una recomendación
importante?
25
4. FUNCIONES QUÍMICAS
Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de compuestos análogos. Se
conocen funciones en las dos químicas, mineral y orgánica; así son funciones de la química mineral la función
anhídrido, función óxido, función ácido, función base y función sal.
Las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo,
porque de ella se desprenden todas las demás. Para mayor claridad dividimos las funciones orgánicas en dos
grupos, que designamos con los nombres de fundamentales y especiales. Las funciones fundamentales son: la
función alcohol, función aldehído, función cetona y función ácido. Las funciones especiales son: la función éter,
la función éster, función sal orgánica, función amina y amida y funciones nitrilo y cianuro.
4.1. COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES
Gas Real. Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de
temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la
temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases
reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y
aquellas que no, se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno,
nitrógeno y otros.
1. - Un gas está formado por
partículas llamadas moléculas.
Dependiendo
del
gas,
cada
molécula esta formada por un
átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un
compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus
moléculas son idénticas.
2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento
aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las
moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades
diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos
que
la
mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel
microscópico. Como para todas nuestras suposiciones,
esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los
hechos experimentales indican o no que nuestras
predicciones son correctas.
3. - El número total de moléculas es grande. La
dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las
moléculas puede cambiar bruscamente en los choques
con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las
moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag,
debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas
moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las
velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.
26
4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por
el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por
una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el
volumen ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por
ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su volumen.
5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que
esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que
las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de
una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al
tamaño molecular.
6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las
paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de
choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía
cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía
cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.
RESUELVE…
En condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (0º C) se tiene 1 mol de cada uno de los siguientes hidrocarburos
gaseosos:
Metano (CH4)
Acetileno (C2H2)
y Etano (C2H6)
¿Cuál(es) de las siguientes propiedades son iguales para los tres hidrocarburos?
I)
La masa.
II) El volumen.
III) El número de moléculas.
Alternativas:
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) Sólo II y III
E) I, IIy III
27
5. NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
La comunicación entre los seres vivos requiere de
un lenguaje que debe ser
comprendido tanto por el
que lo emite como por el
que lo recibe. Así, los
profesionales
químicos
tienen un lenguaje que les
es propio y que los
distingue entre los otros
especialistas, Nomenclatu
ra Química.
moderna. Este sistema asigna nombres que revelan
sin ambigüedad la composición de la sustancia. Sin
embargo, son necesarias ciertas excepciones para
algunos compuestos: por ejemplo, el H2O su
nombre es agua y no, óxido de dihidrógeno.
Para iniciar el estudio de la
nomenclatura es necesario distinguir primero entre
compuestos orgánicos e inorgánicos. Aun cuando
cada vez resulta más difícil
lograr esta
diferenciación, diremos que los compuestos
orgánicos contienen fundamentalmente al elemento
carbono e hidrógeno, comúnmente en combinación
con elementos como oxígeno, nitrógeno y azufre. El
resto de los compuestos se clasifican como
compuestos inorgánicos. Esta diferenciación es
necesaria puesto que la nomenclatura en química
orgánica es muy distinta a la nomenclatura en
química inorgánica.
Entendemos por nomenclatura química al sistema
de normas, comunes en todo el mundo, para
denominar a los elementos y compuestos químicos.
La nomenclatura corresponde a la forma como
se escriben y nombran los compuestos
químicos
Han pasado dos siglos de desarrollo químico y en
la actualidad el número de compuestos conocidos
sobrepasa los cinco millones. Esto ha llevado a los
químicos a diseñar formas claras y sistemáticas
para nombrar las sustancias químicas.
Los compuestos son sustancias puras formadas por
dos o más elementos diferentes y se representan a
través de fórmulas químicas que describen su
composición. Por lo tanto, es de vital importancia
conocer el símbolo de cada elemento y conocer
los números de oxidación de cada elemento en el
compuesto antes de escribir y/o nombrar una
sustancia química.
A. Lavoisier presentó un informe a la academia
Francesa en que empleaba términos como “ico”,
“ato”, “oso” e “ito” para nombrar sustancias
químicas. Por ejemplo, óxido ferroso (FeO), óxido
férrico (Fe2O3).
J. Berzelius continúo con el tema y propuso un
método utilizando sufijos numéricos griegos. Por
ejemplo, monóxido de carbono (CO), dióxido de
carbono (CO2).
Símbolos. Los elementos químicos son sustancias
puras, constituidas por una sola clase de átomos.
Algunos se presentan en estado sólido, por ejemplo
cobre y oro; otros en estado líquido, por ejemplo,
mercurio y bromo; y otros en estado gaseoso, por
ejemplo oxígeno y nitrógeno.
Con el fin de aunar criterios y lograr una
terminología universal la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada, conocida como IUPAC,
por su sigla en inglés, ha elaborado y publicado las
“reglas definitivas para la Nomenclatura en
Química Inorgánica” y que constituye la química
Los elementos se representan por símbolos
formados por la primera letra de su nombre en
castellano, en latín, árabe o griego. En algunos
casos se le agrega una segunda letra, escribiendo
siempre la primera letra en mayúscula y la
segunda, si existe, en minúscula.
28
Símbolos de algunos elementos
Actualmente se conocen 109 elementos químicos, de
los cuales 90 se encuentran en la naturaleza; el resto
ha sido sintetizado a través de reacciones nucleares.
Estos elementos han sido ordenados, de acuerdo a
sus propiedades, en el denominado Sistema Periódico
de los Elementos Químicos.
De acuerdo a sus propiedades estructurales y
eléctricas los elementos se clasifican como metálicos,
no metálicos y metaloides. De los 109 elementos
químicos, los metales constituyen más del 70%, y los
puedes encontrar a la izquierda del Sistema Periódico.
Los no metales están en el extremo derecho y los
metaloides en la zona límite.
De acuerdo a su configuración electrónica los
elementos
químicos
se
clasifican
como
representativos, transición y gases nobles.
Número o estado de oxidación. El número de
oxidación o estado de oxidación (EDO), es un
concepto teórico convencional que es importante tener
en cuenta para la nomenclatura en química inorgánica.
Se define como la carga aparente que adquiere un
átomo cuando forma parte de un compuesto. Cada
elemento químico tiene una capacidad de combinación
que le es propia y que se designa por uno o más números enteros positivos y/o negativos.
Estado de oxidación de los elementos representativos
29
30
Estado de oxidación de algunos elementos de transición.
31
Con fines netamente prácticos definiremos algunas reglas que nos permiten determinar el estado de oxidación
de los elementos constituyentes de una fórmula química.
El número de oxidación de cualquier sustancia elemental es 0.
El número de oxidación para el hidrógeno es +1, excepto cuando forma hidruro que es -1.
El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto cuando forma peróxido que es -1.
El número de oxidación de los elementos del grupo I-A (metales alcalinos) es +1.
El número de oxidación de los elementos del grupo II-A (metales alcalinos térreos) es +2.
Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuenta las reglas
anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos
que componen un compuesto neutro es cero, y de un ion es igual a su carga.
Problema resuelto. ¿Cuál es el número de
oxidación del azufre (S) en el compuesto anhídrido
sulfúrico (SO3)?
EDO del azufre = x
Respuesta:
Por tanto, x + (-6) = 0
Paso 1: Por definición, el EDO del oxígeno es -2 y
la suma algebraica de los EDO de todos los
elementos debe ser igual a cero.
x = +6
EDO del oxígeno = -2, ! 3· (-2) = -6
Luego el número de oxidación del azufre en este
compuesto es +6
Paso 2: En el compuesto hay un átomo de azufre y
tres átomos de oxígeno, por lo tanto
32
EJERCICIOS……
1. Determine el estado de oxidación de los elementos subrayados en los siguientes compuestos:
-
MnO4H2SO4
CO2
K2Cr2O7
2. Investiga la nomenclatura de los compuestos inorgánicos
5.1. CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
5.1.1. Función óxido. Los óxidos son compuestos
binarios conformados por un elemento, que puede
ser metal o no metal, y oxígeno. Los óxidos se
clasifican en dos grupos de acuerdo con el carácter
del elemento que se une con el oxígeno.
5.1.1.2. Óxidos ácidos. Son compuestos binarios
formados por un no metal y oxígeno; también se
conocen con el nombre de anhídridos. Uno de los
óxidos ácidos más conocidos es el dióxido de
carbono, CO2, que se obtiene como producto de la
combustión de la madera, el papel, el carbón y de
los derivados del petróleo.
5.1.1.1. Óxidos básicos. Los óxidos básicos son
compuestos formados por la combinación de un
metal y el oxígeno; están unidos mediante enlaces
iónicos. La reacción general es:
Estos óxidos se forman mediante enlaces
covalentes y covalentes coordinados. La reacción
general es:
Mn  O  M O
2
2
nMn  O2 nM2On
n
Observa la ecuación anterior: los estados de
oxidación de los elementos se intercambian entre sí
y se escriben como subíndices.
M
n
La fórmula general de los óxidos ácidos es:
nM2On
O2  M2On
Dónde: n= símbolo del metal 2= Valencia del
oxígeno n= Valencia del no metal O= Oxigeno.
5.1.2. Función hidróxido. Los hidróxidos son
sustancias muy conocidas usadas en la industria y
en la vida cotidiana. Por ejemplo, el hidróxido de
sodio se conoce comúnmente con el nombre de
"soda cáustica" se usa como desengrasante y
destapador de cañerías; en la industria es muy
importante para la fabricación de jabón, papel y
colorantes.
La fórmula general de los óxidos básicos es:
M2On
Dónde: M=Símbolo del metal, O= Oxígeno, 2=
Estado de oxidación del O, Y n= Estado de
oxidación del metal
Los hidróxidos, también llamados bases o álcalis,
son compuestos terciarios que se obtienen como
producto de la reacción entre un óxido básico y
agua: óxido básico + agua → hidróxido. Son
compuestos iónicos cuyo enlace se establece entre
un catión (metal) y uno o más iones hidróxilo (OH-).
Ejemplos:
 Ca 2  O2  CaO
 Hg2  O2  HgO
33
La siguiente ecuación química representa dicho
proceso
nM-n + H 2  Hn nM

 H2O  M  OH n
M2On
Óxido básico
Agua
Su fórmula general es:
Hidróxido
HnnM
La fórmula general es:
Donde, H= Hidrógeno M =No metal n= Estado de
oxidación del no metal
M  0H 
n
Por ejemplo:
Donde, M= Metal n= Estado de oxidación del metal
Cl  H 2  2HCl
ácido clorhídrico
5.1.3. Función ácido. Los ácidos son sustancias
muy importantes que se utilizan en la industria y en
las casas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico,
conocido comúnmente como "ácido muriático", muy corrosivo-, se emplea para limpiar y desoxidar
metales.
Características de los ácidos y las bases. Los
ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el
papel tornasol y reaccionan con ciertos metales
haciendo desprender hidrógeno. Las bases tienen
sabor amargo, colorean el tornasol de azul y al
tacto son jabonosas.
Las soluciones de los ácidos y las bases tienen
usos comunes en las actividades diarias de los
hogares y las industrias; se usan como limpiadores,
blanqueadores y materia prima para la obtención de
muchos productos.
Los ácidos se clasifican en dos grupos: los
oxácidos y los hidrácidos. Los primeros son
compuestos ternarios que se forman cuando un
óxido ácido reacciona con agua. La ecuación
general para la obtención de un oxácido es:
nM2On

 H2O H x nMOx x
Óxido ácido
Agua
Afínales de 1800, el científico sueco Svante
Arrhenius planteó que el agua puede disolver
muchos compuestos separándolos en sus iones
individuales. Sugirió que los ácidos son compuestos
que pueden disolverse en agua y liberar iones de
hidrógeno en la solución. Por ejemplo, el ácido
clorhídrico, HCl, se disuelve en el agua de la
siguiente manera:
Oxácido
La fórmula general de los oxácidos es:
H x  nMO n
HC1  H +ac  Cl ac
Dónde: H= Hidrógeno, n= No metal O= Oxígeno
Por ejemplo:
Así, en la solución acuosa de ácido clorhídrico se
encuentran iones H+y Cl-.
N2O5 + H2O  H2N2O6  HNO3
Óxido Agua Se simplifican
Ácido nítrico
nítrico
los subíndices
Arrhenius definió las bases como sustancias que se
disuelven en agua y liberan iones de hidróxido
(OH-) en la solución. Por ejemplo, una base, de
acuerdo con la definición de Arrhenius, es el
hidróxido de sodio (NaOH):
Los hidrácidos, por su parte, son compuestos
binarios que se forman cuando algunos no metales
(elementos del grupo VI A y VII A, con menor
estado de oxidación) reaccionan con el hidrógeno.
La ecuación
hidrácidos es:
general
para
la
obtención
NaOH  Na+ (ac)+ OH
(ac)Así,
en la solución
acuosa de hidróxido de sodio se encuentran iones
Na+ y OH-.
de
34
Reacciones de neutralización. Si se mezcla una
solución de un ácido con una solución de una base
ocurre una reacción de neutralización. Los
productos resultantes son una sal y agua, los
cuales no poseen ninguna de las propiedades
características de las soluciones del ácido o de la
base. Por ejemplo, si se mezcla una solución de
ácido clorhídrico, HC1, con una de hidróxido de
sodio, NaOH, ocurre la siguiente reacción en la que
se obtienen cloruro de sodio y agua.
un ácido con un hidróxido; son muy abundantes en
la naturaleza.
Las sales son compuestos iónicos formados por los
cationes de las bases y los aniones de los ácidos.
Guando se produce una sal a partir de un oxácido
se obtiene una oxisal, que es un compuesto
terciario conformado por un metal, un no metal y
oxígeno. Si reacciona un hidrácido con un hidróxido
se obtiene una sal haloidea o binaria, conformada
por un metal y un no metal (halógeno). La ecuación
general para la obtención de las sales es:
HC1  NaOH  NaCl  H2O
Ácido
Hidróxido Cloruro
Agua
clorhídrico de sodio
de sodio
Hx nMOx  + M  OH   MnMO
x
n
Oxácido
Hidróxido
Oxisal
Hn nM
 M OHn  nMM
Hidráxido Hidróxido Sal haloidea
5.1.4. Función sal. Como ya sabes, las sales son
compuestos que se producen al hacer reaccionar
RESUELVE
1.- Definiciones de estado o número de oxidación y valencia.
2.- Diferencias entre los dos conceptos.
3.- Principales valencias de los elementos metales y no metales.
4.- Principales estados de oxidación de metales y no metales.
5.- Qué es una función química?
6.- Principales funciones químicas inorgánicas
7.-¿Cuáles son las principales nomenclaturas que se usan para nombrar compuestos inorgánicos?
8.- Cómo se forman en general:
8.1. Los hidruros
8.2. Los óxidos
8.2. Los hidróxidos
9.- Formulación y nomenclatura de hidruros metálicos
10. Formulación y nomenclatura de hidruros no metálicos
11. Como se forman los óxidos básicos y los óxidos ácidos. Qué otros nombres Tienen?
12.Fórmula y nomenclatura de óxidos básicos
13. Formulación y nomenclatura de óxidos ácidos.
14. Qué son los peróxidos. Fórmulas y nombres.
15.¿Cómo se forman los hidróxidos?
16.-Formulación y nomenclatura de hidróxidos
17.-¿Cuál es la importancia de los elementos compuestos en el funcionamiento del ser humano.
35
6. CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción
química o cambio
químico es
todo proceso químico en el cual una o más
sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un
factor energético, se transforman en otras
sustancias llamadas productos. Un ejemplo de
reacción química es la formación de óxido de
hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire
con el hierro.
AB  A+B , donde AB es un compuesto y A y B
elementos o compuestos. Por ejemplo, la
descomposición del clorato de potasio para obtener
cloruro de potasio y oxígeno gaseoso:
Los elementos y los compuestos se unen para
formar nuevas sustancias; a este proceso se le
conoce con el nombre de reacción química. Para
representar una reacción química se utilizan
algunos símbolos que constituyen una ecuación
química.
6.1.3. Reacciones de desplazamiento simple. En
las reacciones de desplazamiento o sustitución
simple un elemento reacciona con un compuesto
para ocupar el lugar de uno de sus elementos.
2KClO3 + MnO2  2KCl + 3O2
el MnO2 se usa como catalizador
A  BC  AB  C , donde A es un elemento,
BC es un compuesto, AB es un compuesto y C es
el elemento desplazado. Por ejemplo, la reacción
del Zn con el ácido sulfúrico:
Los símbolos de una ecuación química son: una
flecha que indica cambio, al lado izquierdo de ella
se escriben los reactivos o reactantes, es decir, las
sustancias que van a reaccionar entre sí, y al lado
derecho se escriben los productos, que son las
sustancias que se forman a partir de la combinación
de los reactantes.
Zn  H2SO4  ZnSO4  H2
El Zn sustituye a los dos átomos de hidrógeno
presentes en el ácido.
Por ejemplo, para obtener sulfato de calcio se hace
reaccionar ácido sulfúrico e hidróxido de calcio.
6.1.4. Reacciones de desplazamiento doble. Se
caracterizan porque reaccionan dos compuestos
para formar otros dos nuevos, sin que ocurra
cambio en los números de oxidación de los
elementos.
AB  CD  AD  BC , donde AB, CD, AD y
BC son compuestos. Por ejemplo, la reacción del
cloruro de sodio con el nitrato de plata:
H2SO4 + Ca OH2  CaSO4 + 2H2O
Se conocen varias clases de reacciones: de
síntesis o combinación, de descomposición, de
desplazamiento simple, de desplazamiento doble y
de óxidoreducción, entre otras.
NaCl  AgNO3  NaNO3  AgCl 
6.1. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS

En estas reacciones se forma un precipitado, sólido
insoluble y se simboliza con una flecha hacia abajo.
6.1.1. Reacciones de síntesis o de combinación.
En esta clase de reacciones se combinan dos o
más reactantes para formar un solo producto. La
ecuación general que representa este proceso es:
6.1.5. Reacciones de óxido-reducción. En esta
clase de reacciones hay transferencia de
electrones, es decir, un elemento gana electrones y
otro los pierde. A la pérdida de electrones se le
denomina oxidación y a la ganancia se le denomina
reducción. Por ejemplo:
A+B  AB , donde A y B pueden ser elementos o
compuestos y AB el producto formado. Por ejemplo:
4Li + O2  2Li2O
4Ni0  3O0  2Ni3 O2-
6.1.2. Reacciones de descomposición. Este tipo
de reacciones se caracteriza porque, a partir de un
reactante, se obtienen dos o más productos.
2
36
2
3
PARA RECORDAR
Ideas
-
Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza.
Los compuestos se forman por la unión de dos o más elementos.
Los elementos químicos se unen entre sí para lograr su estabilidad completando ocho electrones en su
último nivel de valencia.
Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos.
Las estructuras de Lewis muestran el tipo de enlace que se forma entre los átomos.
Los enlaces químicos se forman por transferencia de electrones.
En los enlaces iónicos se forman los cationes por pérdida de electrones, y los aniones, por ganancia de
electrones.
Los hidróxidos se forman por la combinación de un óxido básico con agua.
Los ácidos oxácidos se forman al reaccionar un óxido ácido con el agua.
Los ácidos hidrácidos se obtienen al reaccionar el hidrógeno y algunos elementos no metales de los
grupos 16 y 17.
La acción de los ácidos en algunos materiales ocasiona la corrosión.
Las sales se obtienen mediante la combinación de un ácido con una base.
6.2. SISTEMAS DE NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
Hemos visto que los materiales, como los
elementos, pueden unirse mediante el enlace
químico en las reacciones, para dar lugar a nuevas
sustancias que se conocen como compuestos
químicos. Éstos se clasifican en inorgánicos y
orgánicos.
Aunque existe una gran cantidad de compuestos
inorgánicos, éstos pueden agruparse en familias,
teniendo en cuenta la similitud de sus propiedades
y su composición.
Los compuestos inorgánicos también clasifican de
acuerdo con sus propiedades químicas. Existen
cuatro grupos con propiedades semejantes, que
son las funciones químicas. Una función química
es el grupo de compuestos que presenta
propiedades comunes y que se diferencia de los
demás compuestos químicos. Entre las principales
están los óxidos, los ácidos, los hidróxidos y las
sales.
Los compuestos orgánicos se denominan así por
ser sustancias que producen los organismos vivos;
se caracterizan por presentar una gran cantidad de
átomos de carbono sus moléculas.
Los compuestos inorgánicos son todas las
sustancias que no contienen carbono y que no
producen los seres vivos, aunque pueden formar
parte de ellos.
37
Para identificar una función química en una fórmula
química, se requiere conocer el grupo funcional,
que es el átomo o grupo de átomos que está
presente en determinados compuestos y le da sus
características propias.
Ejemplos:
 Ca 2  O2  CaO
 Hg2  O2  HgO
Nomenclatura de los compuestos inorgánicos
Nomenclatura de los óxidos básicos
Como existe una gran cantidad de compuestos
químicos es necesario diferenciarlos; por ello, cada
uno tiene un nombre. Para nombrarlos se emplean
tres tipos de nomenclatura: la sistemática, la stock y
la tradicional. Para que la comprensión de la
nomenclatura química se facilite, se estudia por
grupos de compuestos con similitudes en su
composición o en sus propiedades químicas. La
forma de nombrar los compuestos agrupándolos de
acuerdo con su función química es la siguiente.
Nomenclatura tradicional. Para nombrar los
óxidos se tienen en cuenta los estados de oxidación
de los metales que se combinan con el oxígeno;
así:
• Si el metal con el que se combina el oxígeno tiene
un sólo estado de oxidación se nombran
empleando la palabra óxido y el sufijo ico en el
nombre del elemento. También se pueden utilizar
las palabras óxido de y el nombre del elemento.
Estos son algunos ejemplos:
6.2.1. Función óxido. Los óxidos son compuestos
binarios conformados por un elemento, que puede
ser metal o no metal, y oxígeno. Los óxidos se
clasifican en dos grupos de acuerdo con el carácter
del elemento que se une con el oxígeno.
Li2O: óxido de litio.
MgO: óxido de magnesio.
SrO: óxido de estroncio.
6.2.1.1. Óxidos básicos. Los óxidos básicos son
compuestos formados por la combinación de un
metal y el oxígeno; están unidos mediante enlaces
iónicos. La reacción general es:
• Si el metal con el que se combina el oxígeno tiene
dos estados de oxidación, los óxidos se nombran
empleando la palabra óxido y los sufijos oso para
el menor estado de oxidación e ico para el mayor.
Mn  O 2  M2On
Por ejemplo:
NiO: óxido niqueloso (estado de oxidación +2).
Ni2O3: oxido niquélico (estado de oxidación +3).
Observa la ecuación anterior: los estados de
oxidación de los elementos se intercambian entre sí
y se escriben como subíndices.
• Si el elemento tiene cuatro estados de oxidación,
M
n
el de menor oxidación se nombra con el prefijo hipo
y el sufijo oso, el segundo estado, con el sufijo oso,
el tercero con el sufijo ico y el mayor, con el prefijo
per y el sufijo ico.
O2  M2On
La fórmula general de los óxidos básicos es:
M2On
Nomenclatura sistemática. Los óxidos básicos se
nombran escribiendo delante de la palabra óxido el
prefijo que indica el número de oxígenos y luego el
nombre del elemento.
Dónde: M=Símbolo del metal, O= Oxígeno, 2=
Estado de oxidación del O, Y n= Estado de
oxidación del metal
Ejemplos:
MgO: monóxido de magnesio.
AIO3: trióxido de aluminio.
Fe2O3: trióxido de hierro.
38
Nomenclatura stock. Los óxidos básicos se
nombran mediante la palabra óxido, luego el
nombre del metal y un paréntesis donde se coloca
el número de oxidación del elemento en números
romanos, antes de la reacción. Si un elemento tiene
un sólo estado de oxidación, no se pone paréntesis.
SO3: óxido sulfúrico; el S trabaja con estado de
oxidación de (+6).
Nomenclatura sistemática. Los óxidos ácidos se
nombran escribiendo delante de la palabra óxido el
prefijo correspondiente a la cantidad de átomos de
oxígeno que hay en el compuesto:
Ejemplos:
Ejemplos:
Mn2O3: óxido de manganeso (II).
Fe2O3: óxido de hierro (III).
Li2O: óxido de litio (sin paréntesis porque el litio sólo
tiene un estado de oxidación).
SO: monóxido de azufre.
CO2: dióxido de carbono.
P2O5: pentóxido de fósforo.
Nomenclatura stock. Los óxidos ácidos se
nombran escribiendo la palabra óxido, el nombre
del no metal y un paréntesis donde se coloca el
número de oxidación del elemento en números
romanos. Ejemplos:
6.2.1.2. Óxidos ácidos. Son compuestos binarios
formados por un no metal y oxígeno; también se
conocen con el nombre de anhídridos. Uno de los
óxidos ácidos más conocidos es el dióxido de
carbono, CO2, que se obtiene como producto de la
combustión de la madera, el papel, el carbón y de
los derivados del petróleo.
P2O5: óxido de fósforo (IV).
N2O3: óxido de nitrógeno (III).
F2O7: óxido de flúor (VII).
Estos óxidos se forman mediante enlaces
covalentes y covalentes coordinados. La reacción
general es:
6.2.2. Función hidróxido. Los hidróxidos son
sustancias muy conocidas usadas en la industria y
en la vida cotidiana. Por ejemplo, el hidróxido de
sodio se conoce comúnmente con el nombre de
"soda cáustica" se usa como desengrasante y
destapador de cañerías; en la industria es muy
importante para la fabricación de jabón, papel y
colorantes.
nMn  O2 nM2On
La fórmula general de los óxidos ácidos es:
nM2On
Los hidróxidos, también llamados bases o álcalis,
son compuestos terciarios que se obtienen como
producto de la reacción entre un óxido básico y
agua: óxido básico + agua → hidróxido. Son
compuestos iónicos cuyo enlace se establece entre
un catión (metal) y uno o más iones hidróxilo (OH-).
La siguiente ecuación química representa dicho
proceso
Dónde: n= símbolo del metal 2= Valencia del
oxígeno n= Valencia del no metal O= Oxigeno.
Nomenclatura de los óxidos ácidos. Para
nombrar los óxidos ácidos deben tenerse en cuenta
las mismas normas que para los óxidos básicos.
Nomenclatura tradicional. Los no metales de los
grupos representativos presentan más de un estado
de oxidación, por lo que pueden formar más de un
óxido. Un ejemplo son los óxidos del→ azufre:
Óxido básico
Ejemplos:
La fórmula general es:
SO: óxido hiposulfuroso; el S trabaja con estado de
oxidación de (+2).
SO2: óxido sulfuroso; el S trabaja con estado de
oxidación de (+4).
M  0H 
n
M2On
 H2O  M  OH n
Agua
Hidróxido
Donde, M= Metal n= Estado de oxidación del metal
39
Nomenclatura de los hidróxidos. Para nombrar
los hidróxidos se utiliza la palabra hidróxido seguida
del nombre del óxido metálico del cual proviene.
Esta norma se aplica en las tres nomenclaturas.
La ecuación
hidrácidos es:
general
para
la
obtención
de
nM-n + H 2  H nnM
Ejemplos:
Su fórmula general es:
Fe
(OH)2:
hidróxido
ferroso
(nomenclatura
tradicional), hidróxido de hierro (II nomenclatura
stock) y dihidróxido de hierro (nomenclatura
sistemática).
HnnM
Donde, H= Hidrógeno M =No metal n= Estado de
oxidación del no metal
Fe
(OH)3:
hidróxido
férrico
(nomenclatura
tradicional), hidróxido de hierro (III nomenclatura
stock) y trihidróxido de hierro (II) (nomenclatura
sistemática).
Por ejemplo:
Cl  H 2  2HCl
ácido clorhídrico
6.2.3. Función ácido. Los ácidos son sustancias
muy importantes que se utilizan en la industria y en
las casas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico,
conocido comúnmente como "ácido muriático", muy corrosivo-, se emplea para limpiar y desoxidar
metales.
Nomenclatura de los ácidos. Para nombrar los
oxácidos se escribe la palabra ácido seguida del
nombre del no metal, con el sufijo del óxido ácido
del que proviene. Por ejemplo:
• HNO3: ácido nítrico, proviene del óxido nítrico.
• H2CO3: ácido carbónico, proviene del óxido
Los ácidos se clasifican en dos grupos: los
oxácidos y los hidrácidos. Los primeros son
compuestos ternarios que se forman cuando un
óxido ácido reacciona con agua. La ecuación
general para la obtención de un oxácido es:
nM2On
carbónico.
Para nombrar los hidrácidos se escribe la palabra
ácido seguida del nombre del no metal con la
terminación hídrico. Ejemplos:
 H2O H x nMOx x
Óxido ácido
Agua
• HF: ácido fluorhídrico.
• H2S: ácido sulfhídrico.
Oxácido
Características de los ácidos y las bases. Los
ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el
papel tornasol y reaccionan con ciertos metales
haciendo desprender hidrógeno. Las bases tienen
sabor amargo, colorean el tornasol de azul y al
tacto son jabonosas.
La fórmula general de los oxácidos es:
H x  nMO n
Dónde: H= Hidrógeno, n= No metal O= Oxígeno
Las soluciones de los ácidos y las bases tienen
usos comunes en las actividades diarias de los
hogares y las industrias; se usan como limpiadores,
blanqueadores y materia prima para la obtención de
muchos productos.
Por ejemplo:
N2O5 + H2O  H2N2O6  HNO3
Óxido Agua Se simplifican Ácido nítrico
nítrico
los subíndices
Afínales de 1800, el científico sueco Svante
Arrhenius planteó que el agua puede disolver
muchos compuestos separándolos en sus iones
individuales. Sugirió que los ácidos son compuestos
que pueden disolverse en agua y liberar iones de
Los hidrácidos, por su parte, son compuestos
binarios que se forman cuando algunos no metales
(elementos del grupo VI A y VII A, con menor
estado de oxidación) reaccionan con el hidrógeno.
40
hidrógeno en la solución. Por ejemplo, el ácido
clorhídrico, HCl, se disuelve en el agua de la
siguiente manera:
Las sales son compuestos iónicos formados por los
cationes de las bases y los aniones de los ácidos.
Guando se produce una sal a partir de un oxácido
se obtiene una oxisal, que es un compuesto
terciario conformado por un metal, un no metal y
oxígeno. Si reacciona un hidrácido con un hidróxido
se obtiene una sal haloidea o binaria, conformada
por un metal y un no metal (halógeno). La ecuación
general para la obtención de las sales es:
HC1  H+ ac  Cl ac
Así, en la solución acuosa de ácido clorhídrico se
encuentran iones H+y Cl-.
Arrhenius definió las bases como sustancias que se
disuelven en agua y liberan iones de hidróxido (OH) en la solución. Por ejemplo, una base, de acuerdo
con la definición de Arrhenius, es el hidróxido de
sodio (NaOH):
NaOH  Na+ (ac) + OH (ac) Así,
Hx nMOx  x + M  OH  n MnMO
Oxácido
Hidróxido
Oxisal
HnnM
 M OH  nMM
n
Hidráxido Hidróxido Sal haloidea
en la solución
acuosa de hidróxido de sodio se encuentran iones
Na+ y OH-.
Nomenclatura de las sales. Para nombrar las
sales se toma el nombre del ácido (anión) del que
provienen, se cambia su terminación y luego se
nombra el metal (catión) que proviene del hidróxido.
Reacciones de neutralización. Si se mezcla una
solución de un ácido con una solución de una base
ocurre una reacción de neutralización. Los
productos resultantes son una sal y agua, los
cuales no poseen ninguna de las propiedades
características de las soluciones del ácido o de la
base. Por ejemplo, si se mezcla una solución de
ácido clorhídrico, HC1, con una de hidróxido de
sodio, NaOH, ocurre la siguiente reacción en la que
se obtienen cloruro de sodio y agua.
Escala de Ph. En la definición de Broönsted-Lowry,
los ácidos y las bases se relacionan con la
concentración del ion de hidrógeno [H+] presente.
Los ácidos aumentan la concentración de iones de
hidrógeno, mientras que las bases la disminuyen (al
aceptarlos) la acidez o alcalinidad de una solución
puede medirse por su concentración de iones de
hidrógeno.
HC1  NaOH
 NaCl  H2O
Ácido
Hidróxido
Cloruro
Agua
clorhídrico de sodio
de sodio
En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen
inventó la escala pH para medir la acidez. Esta
escala va de 0 a 14. Las sustancias con un pH
entre 0 y 7 son ácidos pH y [H+] y están
inversamente relacionadas: a menor pH, mayor
[H+]. Las sustancias con un pH mayor a 7 y hasta
14 son alcalinas (bases) y también se relacionan
inversamente: mientras mayor es el pH, menor es
[H+]. Exactamente en el medio, en pH = 7, están las
substancias neutras, por ejemplo el agua pura.
6.2.4. Función sal. Como ya sabes, las sales son
compuestos que se producen al hacer reaccionar
un ácido con un hidróxido; son muy abundantes en
la naturaleza.
41
7. CONCEPTO DE MOL
Mol es una de
las
magnitudes
físicas
fundamentales que forman parte del Sistema
Internacional de Unidades. Esta unidad permite
medir la cantidad de cualquier sustancia.
elevado a 23 partículas. Se trata de un número
inmenso, que refleja una enorme cantidad de
partículas.
Al expresar el número de átomos que se
encuentran en 12 gramos de carbono-12, la masa
en gramos de un mol de átomos de un elemento
siempre es igual al peso atómico en unidades de
masa atómica del mismo elemento. Esto quiere
decir que el número de Avogadro permite realizar
conversiones entre el gramo y la unidad de masa
atómica.
El mol se define como la
cantidad de sustancia
que
contiene
tantas
entidades
elementales
de
un
tipo
como
átomos hay
en 12
gramos de carbono-12.
Esto quiere decir que la
cantidad de unidades
elementales
(como
átomos, moléculas o iones, por ejemplo) reflejadas
en un mol de sustancia es una constante que no
depende del tipo de partícula o del material en
cuestión. Dicha cantidad se conoce como número
de Avogadro.
7.1. RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL
Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR
En química, para determinar un número grande de
partículas muy pequeñas que conforman una
sustancia química, fue necesario definir un nuevo
término denominado mol (unidad fundamental de
cantidad de materia), que se utiliza para contar
partículas muy pequeñas, como átomos, moléculas,
iones y electrones, en una muestra, y equivale a su
masa atómica o a su masa molecular. Un mol tiene
6,022 x 1023 unidades, lo cual se conoce como el
número de Avogadro en honor al físico italiano
Amadeo Avogadro.
Esta constante, bautizada en homenaje al científico
italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), permite
contar partículas microscópicas a partir de medidas
macroscópicas (como es el caso de la masa).
El número de Avogadro, por lo tanto, ayuda a que
los químicos expresen el peso de los átomos. La
ecuación señala que un mol equivale a 6,022 x 10
Todos los elementos contienen, en un mol, el mismo número de átomos. Ejemplos:
Un mol de sodio
Un mol de carbono
Un mol de hierro
contiene
contiene
contiene
6,022 x 1023 átomos de sodio
6,022 x 1023 átomos de carbono
6,022 x 1023 átomos de hierro
Todos los compuestos contienen, en un mol, el mismo número de moléculas y de iones. Ejemplos:
Un mol de amoníaco (NH3)
contiene
6,022 x 1023 moléculas de NH3
Un mol de cloruro de sodio (NaCl)
contiene
6,022 x 1023 iones de Na+1 y de CH
laboratorio, para realizar cálculos necesitamos
encontrar una relación entre el mol y otra magnitud
más fácil de medir: la masa. Así, podemos medir la
masa equivalente a los moles de una determinada
sustancia, usando una balanza; esta relación es
bien sencilla: la masa de un mol de un elemento se
denomina mol-átomo y corresponde a la cantidad
de elemento cuya masa en gramos es
numéricamente igual a su masa atómica. Por
ejemplo, el hierro (Fe) tiene una masa atómica de
Medimos las cantidades en moles, en las
operaciones que realizamos en química; por ello, el
concepto de mol es fundamental, ya que se emplea
en la mayoría de cálculos químicos.
El problema para medir moles reside en su propio
concepto: no podemos determinar un mol de una
sustancia a base de contar átomos, por la magnitud
tan grande del número de Avogadro y el hecho de
que es imposible "coger" un átomo. Por eso, en el
42
55,84 que corresponden a 6,022 x 1023 átomos de
hierro.
molecular del compuesto expresada en gramos.
Por ejemplo, el gas carbónico (CO2) tiene una masa
molecular de 44 g que corresponden a 6,022 X1023
moléculas de gas carbónico.
La masa de un mol de cualquier compuesto se
denomina mol-molécula y corresponde a la masa
¿Cuánto sabes?
1.
2.
3.
4.
5.
Explica, con tus palabras y por medio de un ejemplo, qué es un mol.
¿Qué importancia tiene conocer la composición porcentual de un compuesto químico?
¿Qué información nos proporciona una fórmula química?
¿Qué cantidad de partículas hay en un mol de cualquier sustancia?
¿Qué expresa el número de Avogadro?
43
7.2. DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS
Los materiales que nos rodean presentan cambios o transformaciones en forma
permanente. Por ejemplo, cuando disuelves una cucharada de sal en un vaso de
agua obtienes una mezcla que puede separarse por medio de la evaporación; la sal
que queda es la misma que se disolvió, es decir, sus propiedades no cambian. Pero
si colocas un alkaseltzer en agua, se produce un cambio químico o reacción química;
las sustancias que participan en ella pierden sus propiedades y resultan nuevos
compuestos con propiedades diferentes.
Es importante diferenciar entre una mezcla y una reacción o cambio químico. Las
mezclas están formadas por la reunión de dos o más materiales en proporciones variables; cada uno de sus
componentes conserva sus propiedades físicas y químicas, aunque, en algunas ocasiones, ocurre un cambio
en su apariencia. En las mezclas no ocurren cambios químicos, es decir, no se producen nuevas sustancias.
Al disolver una sustancia en otra, ocurre un cambio físico, ya que las sustancias no se transforman en otras
distintas. Por ejemplo, cuando hacemos una sopa, pareciera que la sal desaparece, pero sigue estando allí,
porque al probar el caldo, la sentimos. Si queremos recuperarla, se hierve la sopa hasta que se evapore todo el
líquido y la vemos en el fondo de la olla. Cuando se le echa azúcar al café, deja de verse, pero el café sabe
dulce, el azúcar sigue allí pero disuelta, en partículas tan pequeñas que no puede verse.
En un cambio químico, una o más sustancias se transforman y dan origen a otras nuevas; éstas no conservan
sus propiedades debido a que su estructura interna y composición se modifican: estas
transformaciones ocurren en el nivel molecular de la estructura, donde los átomos se
reacomodan y forman nuevas sustancias.
Cuando se enciende una vela, cuando se quema el papel, cuando una estatua de bronce se
pone verde, cuando la masa se transforma en pan... ocurren cambios químicos. En todos los
casos nombrados anteriormente, se empieza con unas sustancias y éstas se transforman en
otras sustancias diferentes.
Determinar a simple vista si ha ocurrido en verdad un cambio químico, no
siempre es fácil. La forma más segura es analizar las sustancias en el laboratorio para ver si
son las mismas con las que empezamos o si se trata de otras.
Las condiciones ambientales pueden acelerar o desacelerar un cambio químico. Algunos son
muy rápidos como el que ocurre al echar una tableta efervescente en agua o cuando estalla una cotufa. Otros
son más lentos, como la decoloración de la ropa o la maduración de la fruta. Y otros son sumamente lentos,
como la descomposición del mármol de una estatua o la oxidación del hierro de un automóvil.
Existen ciertas características que a simple vista nos indican si se ha
producido o no un cambio químico como:
- Los cambios de olor, es señal de que algún material nuevo acaba de
aparecer, como resultado de la transformación química de los materiales
que se tenían al principio.
- Los cambios de color, indican que se formaron sustancias nuevas, de
color distinto al de las iniciales.
44
8. ESTEQUIOMETRÍA
Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias
reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento
y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual
y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.
La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones
químicas. Para una reacción hipotética;
A+B
C+D
Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a
menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como: "la
parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en
reacciones químicas".
8.1. RELACIONES CUANTITATIVAS ENTRE LOS REACCIONANTES Y PRODUCTOS EN UNA REACCIÓN
QUÍMICA
Estas relaciones pueden ser.
mol-mol
mol-gramos
gramos-gramos
mol-volumen
volumen-gramos
volumen-volumen
La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR cuya fórmula se muestra a
continuación.


factor molar   MOLES DE LA SUSTANCIA DESEADA 


 MOLES DE LA SUSTANCIA DE PARTIDA 
Los datos para el factor molar se obtienen de los COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN BALANCEADA.
Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes] para indicar el factor
molar y (paréntesis) para los factores de conversión.
8.1.1. RELACIONES MOL-MOL
Para la siguiente ecuación balanceada:
¿Cuántas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al?
45
PASO 1
BALANCEAR LA ECUACIÓN
Como en el problema propuesto la ecuación está ya balanceada, este paso se omite.
PASO 2
Identificar la sustancia deseada y la sustancia de partida.
La sustancia deseada es aquélla sobre la cual se pregunta un dato, y la de partida, es de la que nos dan el
dato. Junto a la sustancia deseada se pone lo que me piden: moles, gramos o litros y junto a la de partida el
dato. Para el problema propuesto:
SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: Al 3.17 moles
PASO 3
Convertir la sustancia de partida a moles.
Si el dato, como en este problema, es en moles, omitimos este paso.
PASO 4
Aplicar el factor molar
3.17 moles Al
[
3 moles de O2 4
moles de Al
La operación realizada fue
]
= 2.38 moles de O2
3.17 x 3 4
PASO 5
Convertir el dato a la unidad requerida.
Como en este caso lo que me piden son moles de oxígeno el resultado final es 2.38 moles de O2.
RESUELVE…
Calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la siguiente
ecuación?
46
8.1.2. RELACIONES MOL-GRAMOS
La siguiente ecuación muestra una reacción de combustión y está balanceada:
¿Cuántos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5.70 moles de CO2 (bióxido de carbono)?
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.
PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: C8H18 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 5.70 moles
PASO 3: El dato está ya en moles
PASO 4:
 2 moles C8H18 16 
5.70 mol co2 
 0.713 moles C H
8
moles CO2


18
PASO 5:
El problema pide gramos de C8H18 y nosotros tenemos moles, entonces usamos un factor de conversión
utilizando la masa molecular del C8H18.
C 8 x12.01 =
H 18 x 1.01 =


96.08 18.18
+114.26 g
 114.26g 
0.713 moles C 8H 18  1 mol  81.47 g de C H
8


18

RESUELVE…
Calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3 según la siguiente
ecuación?
(Pesos Atómicos: K = 39,1, Cl = 35,45, O = 16,00).
47
8.1.3. RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS
¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en base a la siguiente ecuación
balanceada?
4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.
PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: HNO3 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: Zn(NO3)2 100.0 gramos
PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles con la masa molar
del Zn(NO3)2.
Zn(NO3)2
Zn 1 x 65.39 =
65.39
N 2 x 14.01 =
28.02
O 6 x 16 =
96 +
189.41

100.0 g Zn(NO )
3 2


 0.530 molZn NO 
 1 mol


3 2
 189.41g 
PASO 4:

0.530 molZn NO 32  10 mol HNO3   1.33 mol HNO3
4 mol Zn(NO )

3 2 
PASO 5:
El problema pide gramos de HNO3, y nosotros tenemos moles. Utilizamos un factor de conversión con la masa
molar de HNO3.
HNO3,
H 1 x 1.01 =
N 1 x 14.01 =
1.01
14.01
O 3 x 16.00 =
48.00 +
63.02 g
48
 63.02g
1.33 mol HNO3 
1mol


  83.82g HNO 3



RESUELVE…
Calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2 gramos de acetileno
(C2H2)?. Según la siguiente ecuación:
(Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, H = 1,008).
8.1.4. CÁLCULOS CON VOLUMEN
Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con tres requisitos:
1) Que la sustancia intervenga en la reacción en estado gaseoso.
2) Que la reacción se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presión (T = 0°C = 273°K, P = 1
atm).
3) Utilizar el volumen molar de un gas, cuyo valor es 22.4 L/mol.
Volumen molar de un gas.- Es el volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones normales de temperatura
y presión.
Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversión de litros a moles.
1 MOL = 22.4 Litros
La siguiente ecuación balanceada, muestra la reacción de combustión del etano.
2 C2H6 (g) + 7
2
(g)
4 CO2 (g) + 6 H2O (g)
Calcule:
a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C2H6 (etano)?
PASO 1 : La ecuación se muestra ya balanceada.
PASO 2 :
SUSTANCIA DESEADA: O2 litros
SUSTANCIA DE PARTIDA: C2H6 3.17 moles
49
PASO 3: El dato de la sustancia de partida ya está en moles.
PASO 4: Aplicar el factor molar.


3.27 moles C 2H 6  7 moles de O2   11.45 moles de O2
2 moles de C H

2 6 
PASO 5: El problema pide litros de oxígeno, por tanto aplicamos el volumen molar para establecer el factor de
conversión.
 22.4L 
11.45 moles de O 2 
 256.48 L O 2
1mol 


RESUELVE…
¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido de carbono)?
PARA RECORDAR
Ideas












Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza.
Los compuestos se forman por la unión de dos o más elementos.
Los elementos químicos se unen entre sí para lograr su estabilidad completando ocho electrones en su
último nivel de valencia.
Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos.
Las estructuras de Lewis muestran el tipo de enlace que se forma entre los átomos.
Los enlaces químicos se forman por transferencia de electrones.
En los enlaces iónicos se forman los cationes por pérdida de electrones, y los aniones, por ganancia de
electrones.
Los hidróxidos se forman por la combinación de un óxido básico con agua.
Los ácidos oxácidos se forman al reaccionar un óxido ácido con el agua.
Los ácidos hidrácidos se obtienen al reaccionar el hidrógeno y algunos elementos no metales de los
grupos 16 y 17.
La acción de los ácidos en algunos materiales ocasiona la corrosión.
Las sales se obtienen mediante la combinación de un ácido con una base.
50
9. SOLUCIONES Y FORMAS DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
disuelve y se encuentra distribuida uniformemente
en el solvente. El solvente es la sustancia que
disuelve y generalmente está en mayor proporción.
Por ejemplo, cuando disuelves un poco de sal en
agua, la sal es el soluto y el agua es el solvente o
disolvente. Las soluciones en las cuales el solvente
es agua se denominan acuosas. Existen varias
clases de soluciones: sólidas, líquidas y gaseosas.
Soluciones sólidas. Las soluciones sólidas están
formadas por sólidos en los cuales un componente
está disperso al azar en otro componente. Estas
soluciones son de gran importancia en la industria,
las aleaciones pertenecen a estas soluciones. Por
ejemplo, el bronce está constituido por cobre y
estaño, el latón está formado por cobre y zinc, y el
acero está formado por hierro y carbono.
Como recordarás, la materia puede existir en forma
de elementos, compuestos y mezclas. Los
elementos son las sustancias más sencillas que
existen en la naturaleza, por ejemplo, el oro, el
oxígeno y el calcio, entre otros. Los compuestos
son sustancias que se forman mediante la unión de
dos o más elementos de diferente clase, como el
agua, la glucosa y la sal. Las mezclas se forman
por la unión de dos o más sustancias que se hallan
en proporciones variables. Sus componentes
conservan sus propiedades físicas y químicas, lo
que permite que se puedan separar mediante
métodos físicos como evaporación, cristalización,
destilación, cromatografía, filtración, centrifugación
o decantación, entre otros.
Soluciones líquidas. Las soluciones líquidas se
pueden obtener al disolver una sustancia sólida,
líquida o gaseosa en un líquido. Las partículas del
soluto se encuentran distribuidas al azar en toda la
solución, por ejemplo, una mezcla de agua y
alcohol.
Soluciones gaseosas. En las soluciones gaseosas
los gases se mezclan en todas las proporciones,
formando siempre mezclas homogéneas. Por
ejemplo, una mezcla de oxígeno y nitrógeno.
Cuando un líquido se disuelve en otro y forman una
solución, se dice que son solubles o miscibles.
Pero, si al mezclarse se forma más de una fase, se
dice que son insolubles o inmiscibles. Por ejemplo,
el alcohol es miscible o soluble en agua y el aceite
es inmiscible o insoluble en agua.
Las mezclas pueden ser homogéneas o
heterogéneas. Las mezclas heterogéneas son
aquellas en las que algunos de sus componentes
se pueden diferenciar a simple vista y presentan
dos o más fases. Por ejemplo, en el agua con
aceite se observan dos fases, ambas líquidas y, al
mezclar arena con agua, se evidencian dos fases,
una en estado líquido y otra en estado sólido. Las
mezclas homogéneas son aquellas que forman una
sola fase, su aspecto es uniforme, de manera que
sus componentes no se pueden diferenciar. Por
ejemplo, al disolver una cucharadita de azúcar en
un vaso de agua, se observa una sola fase en
estado líquido, o, al preparar un café con leche, se
identifica una sola fase líquida. A las mezclas
homogéneas se les denomina soluciones.
La naturaleza del soluto y del solvente. Para que
un soluto se disuelva debe presentar propiedades
similares al solvente. Es decir, la solubilidad
aumenta si las moléculas que entran en contacto
tienen propiedades eléctricas y estructurales
semejantes. Por esta razón, el agua, que es una
molécula polar, disuelve a cientos de sustancias
polares, como las sales inorgánicas; y no disuelve a
sustancias no polares, como los aceites y las
grasas. Los solutos no polares forman soluciones
con solventes no polares, como el éter, el
cloroformo y el tetracloruro de carbono.
Una solución está formada por dos componentes: el
soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se
51
En las soluciones de líquidos o de sólidos disueltos
en líquidos debe haber atracción entre el soluto y el
solvente para que se forme una solución. Si no hay
atracción entre el soluto y el solvente, las partículas
de soluto permanecen unidas y no se mezclan con
las del solvente.
cuando alcanzan la superficie del líquido en un
recipiente abierto.
La presión. La presión influye especialmente en la
solubilidad de las sustancias gaseosas en los
líquidos. Al aumentar la presión, aumenta la
solubilidad de los gases en los solventes. La
presión poco efecto tiene en la solubilidad de los
líquidos y los sólidos, ya que son sustancias que se
comprimen muy poco.
La temperatura. Generalmente al aumentar la
temperatura aumenta la solubilidad. Esto ocurre
porque la temperatura incrementa el movimiento de
las partículas, ya sean moléculas o iones. Por
ejemplo, si agregas azúcar a un vaso de agua
caliente, ésta se disolverá más rápido que enagua
fría.
El tamaño de las partículas. Esta propiedad se
refiere al estado de subdivisión de las partículas
que conforman el soluto, es decir, a su tamaño.
Tiene una gran influencia en las soluciones
formadas por sustancias sólidas disueltas en
líquidos. Entre más pequeñas sean las partículas
del sólido, habrá mayor superficie de contacto entre
las moléculas de soluto y de solvente, lo cual facilita
el proceso de disolución.
Sin embargo, la solubilidad de un gas en un líquido
y de un gas en sólido, disminuye al aumentar la
temperatura. Esto se debe a que, al aumentar la
temperatura, aumenta el movimiento de las
partículas de soluto y de solvente. Por tanto, las
moléculas gaseosas pueden escapar de la solución
Las moléculas polares del agua atraen los iones Na+y Cl- , los iones se desprenden del soluto
y pasan a la solución en donde se hidratan.
52
9.1. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Como ya sabes, una solución está formada por un soluto y un solvente. En ocasiones podemos tener
soluciones donde la cantidad de soluto es pequeña. Éstas se denominan diluidas. En otras soluciones, la
cantidad de soluto es relativamente alta y se denominan concentradas. Si la solución contiene la cantidad
máxima que el soluto puede disolver a una temperatura dada, se llama saturada. Si la solución contiene más
soluto que la cantidad máxima a una temperatura dada, se denomina sobresaturada; y si la cantidad de soluto
es menor que la máxima que el solvente puede disolver, se llama insaturada.
Para establecer la relación cuantitativa entre los componentes de una solución se utilizan las unidades físicas y
las unidades químicas de concentración. La concentración es una medida de la cantidad de soluto presente en
una cierta cantidad de solución.
9.1.1. Unidades físicas de concentración. El valor de éstas no depende de la naturaleza de las sustancias
que forman la solución. Se expresan en términos de unidades de volumen o unidades de masa.

Porcentaje en masa (% m/m): relaciona los gramos de soluto presentes en 100 gramos de solución. Su
expresión matemática es:
%

m masa de soluto x 100
=
m
masa de solucion
Porcentaje en volumen (% v/v): relaciona el volumen de soluto por cada 100 ml de solución. Su
expresión matemática es:
v volumen de soluto x 100
% =
v
volumen de solucion

Porcentaje masa-volumen (% m/v): se refiere a la masa de soluto por cada 100 unidades de volumen
de solución. Su expresión matemática es:
%

m masa de soluto x 100
=
v volumen de solucion
Partes por millón (ppm): su expresión matemática es:
ppm=
miligramos de soluto
litro de solucion
9.1.2. Unidades químicas de concentración. Para expresar de otra manera la concentración de las
soluciones se utilizan las unidades químicas. Estas unidades dependen de la clase de sustancias que forman la
solución.

Molaridad o concentración molar (M):
M=
numero de moles de soluto
litro de solución
53

Molalidad (m):
m=

número de moles de soluto
kilogramo de solvente
Normalidad (N):
N=
número de pesos equivalentes gramo de soluto
litro de solución
se abrevia así:
N=
número de eq-g gramo de soluto
litro de solución
Fracción molar (X): indica la relación entre el número de moles de un componente de la solución, con el número
de moles totales de la solución. La fracción molar de la sustancia A, soluto en la solución, se define como el
número de moles de la sustancia A, dividido entre el número de moles totales de la solución (moles de soluto +
moles de solvente).
XA =
número de moles A
número de moles totales de la solución
10. ACIDEZ
En nuestra vida diaria utilizamos cientos de
sustancias que se pueden clasificar de acuerdo con
su grado de acidez en acidas, básicas o neutras.
Estas sustancias tienen la propiedad de cambiar el
color de otras sustancias llamadas indicadores. Por
ejemplo, la fenolftaleína se torna fucsia al
reaccionar con los hidróxidos y permanece incolora
con los ácidos. El papel tornasol rojo vira a azul y el
papel tornasol azul vira a rojo con los ácidos.
Los ácidos y las bases presentan propiedades
químicas diferentes. Existen algunas teorías que
explican el proceso por el cual las reacciones ácidobase se llevan a cabo.
Teoría de Svante Arrhenius
Esta teoría plantea que un ácido es un compuesto
que, al ser disuelto en agua, aumenta la
concentración de hidrogeniones, H+; y una base es
un compuesto que, al ser disuelto en agua,
incrementa la concentración de iones hidroxilo, OH-.
Los indicadores de pH son sustancias orgánicas que cambian de color al contacto con sustancias acidas,
básicas o neutras. Consulta cómo se elaboran los indicadores de pH a partir de vegetales.
54
Teoría de Bronsted-Lowry
La teoría de Bronsted-Lowry plantea que un ácido es una sustancia que cede protones, H +, originando una base
conjugada; y una base es una sustancia que acepta estos protones, originando un ácido conjugado. Por
ejemplo:
HC1 + H2O 
H3 O+
+
Clácido + base  ácido conjugado + base conjugada
Teoría de Lewis
Gilbert Lewis estableció que un ác do es aquella sustancia que acepta pares de electrones, y una base es la
sustancia que cede pares de electrones. Por ejemplo:
Las teorías anteriores explican el proceso por el cual las reacciones ácido-base se llevan a cabo. Es importante
tener en cuenta que, en una solución acida acuosa, la concentración de H+ es mayor que la concentración de
OH1-; en una solución básica acuosa, la concentración de OH1- es mayor que la concentración de H+, y en una
solución neutra, estas concentraciones son iguales.
Para medir la acidez, el bioquímico Sören Sörensen inventó la escala de pH (potencial de hidrogeniones). Esta
escala está entre los valores de 0 a 14. Las sustancias que presentan un pH entre 0 y 6,4 son acidas, como los
cítricos y los jugos gástricos. Aquellas que tienen un pH entre 7,4 y 14 son básica , como los detergentes y la
leche de magnesia. Las que presentan un pH entre 6,5 y 7,3 son neutras, como el agua y la sangre humana.
La expresión matemática para determinar el pH de una sustancia, teniendo en cuenta la concentración de iones
H+, es:

pH  log
1
 H  
o pH   log  H  
Por ejemplo, para una sustancia cuya concentración de H+ es de 1 x 10-5 M, su pH es:
pH   log 1 x 10-5 
pH  5
55
10.1. ÁCIDOS, BASES Y POTENCIAL DE HIDRÓGENO
Desde hace miles de años se sabe que el vinagre,
el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen
un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace
unos cuantos cientos de años que se descubrió
por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El
término ácido, en realidad, proviene del término
Latino acere, que quiere decir ácido.
clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la
siguiente manera:
Arrhenius definió las bases como substancias que
se disuelven en el agua para soltar iones de
hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base
típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el
hidróxido de sodio (NaOH):
En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico
amateur Robert Boyle primero denominó las
substancias como ácidos o bases (llamó a las
bases alcalis) de acuerdo a las siguientes
características:
Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el
metal, cambian el litmus tornasol (una tinta
extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven
menos ácidos cuando se mezclan con las bases.
La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius
explica un sinnúmero de cosas. La teoría de
Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen
propiedades similares (y de la misma manera por
qué todas las bases son similares). Por qué todos
los ácidos sueltan H+ ia la solución (y todas las
bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius
también explica la observación de Boyle que los
ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta
idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice
versa, es llamada neutralización.
Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a
azul, y se vuelven menos básicas cuando se
mezclan con ácidos.
Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué
los ácidos y las bases se comportan de tal
manera, la primera definición razonable de los
ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200
años después.
La Neutralización. Tal como puede ver arriba, los
ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan
OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el
ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear
la molécula H2O, o simplemente agua:
A finales de 1800, el científico sueco Svante
Arrhenius propuso que el agua puede disolver
muchos compuestos separándolos en sus iones
individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son
compuestos que contienen hidrógeno y pueden
disolverse en el agua para soltar iones de
hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido
La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá
agua y sal, tal como se muestra abajo:
56
Aunque Arrhenius ayudó a explicar
los
fundamentos de la química sobre ácidos y bases,
lastimosamente sus teorías tenían límites. Por
ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por
qué algunas substancias como la levadura común
(NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar
de que no contenga iones de hidrógeno.
formar agua. Sin embargo, la definición de
Brønsted-Lowry también explica por qué las
substancias que no contienen OH- pueden actuar
como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo,
actúa como una base al aceptar un ión de
hidrógeno de un ácido tal como se ilustra a
continuación:
En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y
el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes
aunque
similares trabajos que
redefinieron
la teoría de Arrhenius. En las palabras de
Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son
substancias que tiene la capacidad de dividirse o
tomar iones de hidrógeno respectivamente." La
definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto
de Arrhenius sobre los ácidos y las bases.
En este ejemplo, el acido carbónico formado
(H2CO3) pasa por descomposición rápida a agua y
dióxido de carbono gaseoso, y también las
burbujas de solución como el gas CO2 se liberan.
pH
La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos
es muy similar a la de Arrhenius, cualquier
substancia que pueda donar un ión de hidrógeno,
es un ácido (en la definición de Brønsted, los
ácidos son comúnmente referidos como donantes
de protones porque un ión- hidrógeno H+ menos
su electrón - es simplemente un protón).
En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los
ácidos y las bases están relacionados con la
concentración del ión de hidrógeno presente. Los
ácidos aumentan la concentración de iones de
hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en
la concentración de iones de hidrógeno (al
aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la
alcalinidad de algo puede ser medida por su
concentración de iones de hidrógeno.
Sin embargo, la definición de Brønsted de
las bases es bastante diferente de la definición de
Arrhenius. La base de Brønsted es definida como
cualquier substancia que puede aceptar un ión de
hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto
de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos
arriba, segruirían siendo consideradas bases
porque pueden aceptar un H+ de un ácido para
En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen
inventó la escala pH para medir la acidez. La
escala pH está descrita en la fórmula:
Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en
el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va
de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H +] están inversamente
relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14
son bases (mayor pH significa menor [H+]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra
s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos
comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.
57
11. SISTEMAS TERMODINÁMICOS
Los sistemas termodinámicos pueden ser aislados,
cerrados o abiertos.
Un sistema termodinámico (también denominado
sustancia de trabajo) se define como la parte del
universo
objeto
de
estudio.
Un
sistema
termodinámico puede ser una célula, una persona,
el vapor de una máquina de vapor, la mezcla de
gasolina y aire en un motor térmico, la atmósfera
terrestre, etc.
•
Sistema
intercambia ni
alrededores.
aislado: es aquél
materia ni energía
que
con
no
los
•
Sistema cerrado: es aquél que intercambia
energía (calor y trabajo) pero no materia con los
alrededores (su masa permanece constante).
El sistema termodinámico puede estar separado del
resto del universo (denominado alrededores del
sistema) por paredes reales o imaginarias. En este
último caso, el sistema objeto de estudio sería, por
ejemplo, una parte de un sistema más grande. Las
paredes que separan un sistema de sus
alrededores pueden ser aislantes (llamadas
paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor
(diatérmicas).
•
Sistema abierto: es aquél que intercambia
energía y materia con los alrededores.
En la siguiente figura se han representado los
distintos tipos de sistemas termodinámicos.
58
11.1. VARIABLES DE ESTADO
En termodinámica,
una función
de
estado o variable de estado es una magnitud
física macroscópica que caracteriza el estado de
un sistema en equilibrio. Dado un sistema
termodinámico en equilibrio puede escogerse un
número finito de variables de estado, tal que sus
valores determinan unívocamente el estado del
sistema.
otra función de estado tendrá el mismo valor en
ambos sistemas con independencia del valor de las
variables en instantes anteriores. En general, los
sistemas fuera del equilibrio no pueden ser
representados por un número finito de grados de
libertad, y su descripción es mucho más compleja.
Algunas variables de estado de un sistema en
equilibrio son:
El valor de una función de estado sólo depende
del estado termodinámico actual en que se
encuentre el sistema, sin importar cómo llegó a él.
Esto significa que si, en un instante dado, tenemos
dos
sistemas
termodinámicos
en
equilibrio
con n grados de libertad y medimos un mismo valor
de n funciones de estado independientes, cualquier
 la densidad
 la polarización.






la
la
la
el
la
la
energía interna
presión.
temperatura.
volumen
entalpía
entropía
11.2. EQUILIBRIO QUÍMICO
En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o
las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente,
este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma
proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general
no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los
reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.
59
PRUEBA TIPO ICFES
RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON EL SIGUIENTE GRÁFICO
1. En el proceso de evaporación del agua se puede afirmar que se presenta un cambio de estado de:
a) Sólido a líquido.
b) Líquido a sólido.
c) Líquido a gas.
d) Gas a sólido.
2. En el proceso de precipitación el agua está cambiando su estado de:
a) Líquido a líquido.
b) Gas a líquido.
c) Líquido a gas.
d) Líquido a sólido.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 3 A 7 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
En el gráfico siguiente se muestran algunos montajes de separación
60
3. El montaje más adecuado para separar líquidos inmiscibles (insolubles) entre sí es:
a) Destilación.
c) Filtración.
b) Decantación.
d) Evaporación.
4. El montaje más adecuado para separar un sólido (insolubles) suspendido en un líquido es:
a) Filtración.
c) Evaporación.
b) Decantación.
d) Destilación.
5. Se tienen tres sólidos con las siguientes propiedades.
Sólido
Sal
Hierro
Azufre
Solubilidad
en agua
Si
No
No
Propiedades
magnéticas
No
Si
No
Flotabilidad
en agua
No
No
Si
Utilizando agua en cualquier momento, los montajes más adecuados para separar una mezcla de 1 g de
sal, 2 g de hierro y 1 de azufre sería:
a) Filtración, decantación, evaporación.
b) Separación magnética, destilación, evaporación.
c) Separación magnética, filtración, evaporación.
d) Filtración, separación magnética, decantación.
6. De acuerdo con la pregunta anterior, se tiene en un recipiente una mezcla de agua, azufre y sal. Para
separar estos materiales y obtener respectivamente azufre y sal debe:
a) Destilar y filtrar.
c) Filtrar y evaporar.
b) Evaporar y destilar.
d) Destilar, filtrar y evaporar.
7. Se tienen tres líquidos miscibles entre ellos con las siguientes características:
Líquido
Densidad (g/mL)
Punto de fusión
(ºC)
Punto de ebullición
(ºC)
W
1.20
- 75
X
1.00
0
Y
0.98
- 230
150
100
70
El montaje más adecuado para lograr la separación de los tres líquidos sería:
a) Evaporación.
c) Filtración.
b) Decantación.
d) Destilación.
8. La presión atmosférica es la fuerza que realiza los gases de la atmósfera sobre cualquier superficie de
la tierra. El barómetro es un instrumento utilizado para medir la presión atmosférica. La presión
atmosférica varía con la altitud. En el gráfico siguiente se muestra el montaje de un barómetro.
61
Qué sucede con las distancias X y Y, si este montaje es llevado 1000 m más alto de su posición inicial:
a)
b)
c)
d)
X
X
X
X
y Y permanecen igual.
aumenta y Y disminuye.
aumenta y Y permanece igual.
disminuye y Y aumenta.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 9 A 12 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
La presión de vapor de un líquido depende entre otros factores, de la temperatura y de las fuerzas
intermoleculares. Cuanto más débil sea la fuerza de atracción entre las moléculas del líquido, menor será el
punto de ebullición. El punto de ebullición es la temperatura en la que la presión de vapor de un líquido es igual
a la presión atmosférica.
1.
2.
3.
4.
Éter dietílico.
Cloroformo.
Alcohol etílico.
Agua.
9. En un lugar donde la presión atmosférica es de 500mmHg, el punto de ebullición del alcohol etílico es
aproximadamente:
a) 100ºC.
c) 75ºC.
b) 50ºC.
d) 60ºC.
10. Del gráfico anterior puede afirmarse que el líquido con mayor tendencia a evaporarse es el:
a) Éter dietílico.
c) Alcohol etílico.
b) Cloroformo.
d) Agua.
11. A una temperatura de 50 °C y una presión de 400mmHg, puede afirmarse que él:
a) Éter dietílico y el cloroformo se encuentran en estado líquido.
b) Cloroformo se encuentra en estado gaseoso.
c) Alcohol etílico y agua se encuentran en estado gaseoso.
d) Éter dietílico se encuentra en estado líquido.
12. La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica, se
conoce como punto de ebullición del líquido. En los líquidos en donde las fuerzas de atracción
intermolecular son fuertes, la presión de vapor será baja y el punto de ebul ición alto. Las fuerzas de
atracción intermoleculares en el alcohol etílico son:
a)
b)
c)
d)
Mayores que la del agua.
Menores que la del cloroformo.
Menores que la del agua.
Menores que la del éter dietílico.
62
13. En el siguiente gráfico se muestra el montaje para separar la mezcla homogénea conformada por los
líquidos R y S, por medio de la destilación.
Como se muestra en el gráfico, al condensador se encuentran conectadas dos mangueras por las
cuales se hace circular agua fría. Debido a esta corriente de agua, se logra que la temperatura en el
condensador sea diferente de la temperatura en el balón. Esto se realiza con el fin de que la sustancia
que proviene del balón:
a)
b)
c)
d)
Reaccione con el agua.
Se transforme en líquido.
Aumente su temperatura.
Se transforme en gas.
14. En un embudo de separación o decantación se colocan 1 mL de mercurio, 5 mL de agua, 10 mL de
hexano y 20 mL de aceite.
En la tabla siguiente se muestra algunas propiedades físicas de estas sustanc as.
Líquido
Densidad (g/mL)
Punto de fusión
(ºC)
Punto de ebullición
(ºC)
Mercurio
13.55
- 61
Agua
1.00
0
Hexano
0.66
- 95
Aceite
0.60
- 115
357
100
69
250
63
Los líquidos forman diferentes fases entre sí. El líquido que sale de primero del embudo de separación
corresponde a:
a) aceite.
b) Hexano.
c) Mercurio.
d) Agua.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 15 Y 16 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
A continuación se muestra una gráfica que representa el comportamiento de la temperatura a través del tiempo
para tres sustancias.
Sustancia
Punto de fusión (ºC)
Punto de ebullición (ºC)
noctano
- 57
126
Ag0ua
0
100
ndecano
- 30
174
15. El punto de ebullición del n-octano se localiza entre:
a) T3 y T4
b) T5 y T6
c) T2 y T5
d) T1 y T2
16. Teniendo en cuenta lo anterior, el n-decano cambia de:
a)
b)
c)
d)
Líquido a sólido entre T7 y T8.
Sólido a Líquido entre T7 y T8.
Sólido al líquido entre T3 y T4.
Líquido a gas entre T7 y T8.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 17 Y 18 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Para un átomo neutro el número de electrones es igual al número de protones, este es el número
atómico. El número de protones sumado al número de neutrones es el número de masa. De acuerdo a
esto:
64
17. El número atómico o la carga del núcleo es el número de:
a)
b)
c)
d)
Neutrones de un átomo y se representa por la letra Z.
Neutrones de un átomo y se representa por la letra A.
Protones y neutrones de un átomo y se representa por la letra A.
Protones de un átomo y se representa por la letra Z.
18. El átomo
a)
b)
c)
d)
29
35
29
29
protones
protones
protones
protones
presenta:
y 35 electrones.
y 29 electrones.
y 35 neutrones.
y 29 de neutrones.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 19 A 21 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Los números corresponden a elementos de la tabla periódica.
19. El elemento más metálico corresponde al número:
a) 2
b) 1
c) 9
d) 7
20. El potencial de ionización o la energía de ionización, es la energía nec saria para que un átomo
neutro en estado gaseoso pierda uno de sus electrones de la última capa o capa de valencia, disminuye
de arriba hacia abajo en el periodo y de derecha a izquierda en el grupo. De los elementos enumerados
anteriormente cual pierde más fácilmente un electrón de valencia:
a) 1
c) 7
b) 6
d) 9
21. Cuando los valores de potencial de ionización y afinidad electrónica son altos para un mismo
elemento, se dice que el elemento es muy electronegativo. Basado en esto Linos Pauling estableció la
llamada escala de electronegatividad, desde 4.0 para él más electronegativo hasta 0.7 para el menos
electronegativo. De los elementos dados en el esquema anterior a cuál le queda más fácil formar un
anión:
a) 6
b) 1
c) 5
d) 7
65
22. Una completa definición de enlace sería:
a) La unión energética que se presenta entre átomos de elementos de igual electronegatividad.
b) La unión energética que se presenta entre átomos de elementos de diferente electronegatividad.
c) La energía que mantiene unidos dos átomos iguales o diferentes y en el cual cada átomo aporta un
electrón, teniendo como objetivo formar una molécula más estable y con menor valor energético.
d) La energía que une dos o más átomos metálicos y en el cual cada átomo aporta un electrón, teniendo
como objetivo formar una molécula metálica estable y con mayor valor energético.
RESPONDA LAS PREGUNTAS 23 Y 24 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Elemen
Electrone
H
2.1
Li
1.0
Na
0.9
Be
1.5
O
3.5
F
4.0
N
3.0
Mg
1.2
K
0.8
Cl
3.0
Br
2.8
23. Es correcto afirmar que el compuesto con mayor carácter iónico es:
a) NaBr
b) KCl
c) LiF
d) MgCl2
24. De los siguientes compuestos, el que en solución acuosa diluida aumenta la conductividad eléctrica
del agua en mayor proporción que los otros compuestos es:
a) H2O
b) NaCl
c) NKr
d) NaF
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BIBLIOGRAFÍA
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http://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Bohr
http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-01.html
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http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/t8.cfm
http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo1p/sistema.html
http://es.wikipedia.org/wiki/Funci%C3%B3n_de_estado
http://usuarios.multimania.es/billclinton/ciencia/numeros_cuanticos.htm
http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla-periodica.htm
http://www.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/estructura-materia/propiedadesperiodicas.html?x=20070924klpcnafyq_68.Kes&ap=0
http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/PROPIEDADES_PERIODICAS_de_los_elem.html
http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=58&l=s
http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico
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