QUÍMICA 10 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 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 19 2.2. 2.3. 2.3.1. 2.3.2. 2.3.3. 2.3.4. 2.4. 2.5. 3. 3.1. 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. 4. 4.1. 5. 5.1. 5.2. 5.3. FUNCIONES QUÍMICAS COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS CONCEPTO DE MOL 42 RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS. 8 9 9 10 11 11 12 14 16 19 19 19 20 20 20 21 21 21 21 22 26 26 36 36 42 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 BohrRutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduceuna 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. ELECTRÓN 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. NEUTRÓN 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. PROTÓN 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. 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 encuentraun 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). 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. 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 lasinteracciones 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 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. ¿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? 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 ensu 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 más su último nivel de energía se conoce como ley del electrones octeto. Esta ley fue establecida a principios del siglo XX 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 por Gilbert Lewis (1875-1946), quien estudió el configuración terminará en 2s22p6, completando 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 ocho electrones en su capa más externa. De esta manera ambos elementos logran su estabilidad. permitió valencia son aquellos que se encuentran en el valencia. Esto le concluir que los en la capa externa. La 2.3.1. Electrones de valencia. Los electrones de elementos tienden a poseer estructuras estables similares a la del gas noble más cercano. último nivel de energía de cada átomo y son los que participan en la formación de los enlaces químicos. A continuación daremos un ejemplo: en el fluoruro de potasio, KF, los dos elementos que lo Los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica se caracterizan por presentar propiedades similares, debido a que tienen el mismo número de constituyen logran su estabilidad cuando el potasio electrones de valenci a. Es decir, presentan la cede un electrón al flúor. La configuración electrónica del potasio es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ya misma configuración electrónica en la capa más externa. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 que su número atómico es19. Si este elemento al reaccionar cede un electrón, su configuración terminaría en 3s2 3p6, quedando con ocho tienen un electrón de valencia y la configuración del nivel de valencia es s1 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. 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 sencillo. Ocurre cuando dos átomos comparten dos electrones, cada átomoaporta un electrón. Estos enlaces se representan por un guión, por ejemplo, la molécula de bromo Br2, comparte un par de electrones: - El enlace covalente triple. Este tipo de enlace se presenta cuando dos átomos comparten seis electrones, cada uno aporta tres, como en lamolécula de nitrógeno, N2. Electrones compartidos Electrones compartidos Representación del enlace sencillo - El enlace covalente doble. Existen elementos que requieren dos electrones para completar el octeto, por esta razón, los dos átomos que formanel enlace comparten cuatro electrones, como en la molécula de oxígeno, O2. Representación del enlace triple - 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 polar. Se presenta entre átomos que tienen diferentes valores de electronegatividad y su 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? 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? 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 (182086) también había ordenado los elementos según su peso atómico crecientey 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 unmáximo 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. Mendeleiev estaba escribiendo su tesis en Alemania en la época en que se celebró el Congreso de Karlsruhe, y fue uno de los que escuchóy 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, sinouna 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 columnade 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 loshuecos 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. 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 electrónicaque rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico. 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 Csde 2.62 A°. El tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según el tamañoen 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. 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 queen la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertementelos electrones. Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A) 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. 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 BoseEinstein, lo que sucede es que en condiciones regulares no es posible lograrlo. En general los cambios de estado son considerados como cambios físicos. unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas. 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. 3.1.1. Estado sólido. Los sólidos se caracterizanpor tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están 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 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 ola 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 loslíquidos, 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 un líquido se absorba energía (proceso endotérmico). 3.2.4. Solidificación. Cuando las partículas de un material líquido pierden suficiente energía cinética, pueden Este es un proceso constante, en donde las partículas pasar al estado sólido (proceso exotérmico). Cuando de la superficie del líquido adquieren suficiente colocas agua líquida en el congelador, ésta cambia a energía y se rompen las fuerzas intermoleculares hielo. No obstante, si aprecias con mayor cuidado que las mantienen enestado líquido. podrás notar que el volumen del agua aumenta. Esta es una propiedad característica del agua. Cuando sus Es importante que distingas la evaporación de la moléculas se reordenan, al pasar al estado sólido, ebullición, la cual depende fundamentalmente de la ocupan un mayor volumen. Por tanto, igual masa de presión y sucede no sólo con las partículas agua con un mayor volumen da como resultado una superficiales. menor densidad. Por esta razón el hielo flota en el 3.2.2. Condensación. Cuando hay suficiente pérdida de agua líquida. No es recomendable, entonces, energía cinética, el gas puede cambiar al estado congelar recipientes de vidrio llenos de agua, ya que líquido. Esto lo observas cuando alrededor de un estaexpansión puede romperlos. vaso de agua con hielo, se va formando agua aparentemente de la nada. En la atmósfera existe 3.2.5. Sublimación. Cuando las partículas de un sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar agua en estado gaseoso. Cuando estas partículas directamente al estado gaseoso sin pasar por el colisionan con el vaso frío, pierden energía cinética y estado líquido (proceso endotérmico). Este es un se condensan (un proceso exotérmico). cambio de estado poco común, pero puede observarse cuando el hielo seco (dióxido de carbono, Otro caso se puede observar en un encendedor de CO2, sólido) pasa a CO2 gas. Otra sustancia que gas, si te fijas bien notarás que dentro de este hay un líquido. Este líquido es el resultado de someter un presenta este cambio es el yodo. Cuando se calienta gas a alta presión (licuefacción). Cuando se abre la en estado sólido, pasa agaseoso en forma de gas válvula se reduce la presión y las partículas pasan color púrpura intenso. Otras sustancias también nuevamente al estado gaseoso. pueden sublimarse a ciertas presiones y temperaturas. 3.2.3. Fusión. Cuando las partículas de un sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden pasaral estado Los refrigeradores sin escarcha utilizan la líquido (proceso endotérmico). Algunas veces sublimación. Calentando ligeramente los utilizamos la expresión "se funde" para decir que una congeladores se derrite posible acumulación de bombilla se dañó. En este caso, lo quesucede es que escarcha; el agua líquida cae por una canaleta sobre el filamento de tungsteno llega a un punto de desgaste el motor y se evapora. Al pasar un flujo de aire se tal que la temperatura generada por el mismo lo funde remueven las moléculas de agua a medida que se o "derrite" interrumpiendo asíel circuito eléctrico. subliman. La cantidad de agua en estado gaseoso (vapor de agua) es lo que determina la humedad del ambiente. La sublimación del CO2 se utiliza para crear ambientes cubiertos poruna 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. 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 mayorpresión 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 unpunto 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. 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, sise 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. 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 yaquellas 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. 4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado porel 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 quelas moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño deuna 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 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, Nomenclatura Química. Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Aun cuando cada vez resulta más difícil lograr estadiferenciación, 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. 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. 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). 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 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. 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 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. 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. Los elementos se representan por símbolosformados 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. Símbolos de algunos elementos Actualmente se conocen 118 elementos químicos, delos cuales 96 se encuentran en la naturaleza; el restoha 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 comorepresentativos, transición y gases nobles. Número o estado de oxidación. El número deoxidación 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. on 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 elementosque 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 Paso 2: En el compuesto hay un átomo de azufre y tres átomos de oxígeno, por lo tanto 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 EDO del oxígeno = -2, ! 3· (-2) = -6 Luego el número de oxidación del azufre en este compuesto es +6 5.1.1. La ecuación general para la obtención de hidrácidos es: Hemos visto que los materiales, como los elementos, pueden unirse mediante el enlace químico en las Aunque existe una gran cantidad de compuestos inorgánicos, éstos pueden agruparse en familias, 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 suúltimo 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 deelectrones. 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 losgrupos 16 y 17. La acción ácidos en algunos materialesque ocasiona la teniendo corrosión. en cuenta la similitud de sus propiedades reacciones, para de darloslugar a nuevas sustancias Las sales se obtienen mediante la combinación concomposición. una base. se conocen como compuestos químicos. Éstos sede un ácido y su clasifican en inorgánicos y orgánicos. Los compuestos inorgánicos también clasifican de acuerdo con sus propiedades químicas. Existen Los compuestos orgánicos se denominan así por ser cuatro grupos con propiedades semejantes, que son sustancias que producen los organismos vivos;se las funciones químicas. Una función química es el caracterizan por presentar una gran cantidad de grupo de compuestos que presenta propiedades átomos de carbono sus moléculas. comunes y que se diferencia de los demás compuestos químicos. Entre las principales están los Los compuestos inorgánicos son todas las sustancias óxidos, los ácidos, los hidróxidos y las sales. que no contienen carbono y que no producen los seres vivos, aunque pueden formar parte de ellos. - 6. 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. 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 númerode 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 quelos químicos expresen el peso de los átomos. La ecuación señala que un mol equivale a 6,022 x 10 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 masaen 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. 6.1. RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOLY 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. 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 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 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 55,84 que corresponden a 6,022 x 1023 átomos de hierro. La masa de un mol de cualquier compuesto se denomina mol-molécula y corresponde a la masa 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. ¿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? 6.2. 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. Perosi 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. - - 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. 8. 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. 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 formanpor 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. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas heterogéneas son aquellas en las que algunos de sus componentesse 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 enun 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. Una solución está formada por dos componentes: el soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se 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. 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 yalcohol. Soluciones gaseosas. En las soluciones gaseosas los gases se mezclan en todas las proporciones, formando siempre mezclas homogéneas. Porejemplo, 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. 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 unamolécula 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. 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. 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. 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 cuando alcanzan la superficie del líquido en un recipiente abierto. La presión. La presión influye especialmente en la solubilidad de las sustancias gaseosas en loslíquidos. Al aumentar la presión, aumenta la solubilidad de los gases en los solventes. Lapresión poco efecto tiene en la solubilidad de los líquidos y los sólidos, ya que son sustancias que se comprimen muy poco. 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 partículasdel sólido, habrá mayor superficie de contacto entre las moléculas de soluto y de solvente, lo cual facilita el proceso de disolución. 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. 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 H O+ + Cl- 3 ácido + base ácido conjugado + base conjugada Teoría de Lewis Gilbert Lewis estableció que un ácido 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 OH 1- 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. 8.1. 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. El valor de una función de estado sólo depende del estado termodinámico actual en que seencuentre 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. 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: la la la el la la energía interna presión. temperatura. volumen entalpía entropía 8.2. 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. 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 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. 9. 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. 10. 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 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 11. 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 12. 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 númeroatómico. El número de protones sumado al número de neutrones es el número de masa. De acuerdo a esto: 13. 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. 14. 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. 15. El elemento más metálico corresponde al número: a) 2 b) 1 c) 9 d) 7 16. 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, disminuyede 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 17. 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 unanión: a) 6 b) 1 c) 5 d) 7
