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BLOQUE II: MATERIA Y CAMBIOS QUÍMICOS
3ºPMAR
IES Nuestra Sra. De la Almudena 2015-2016
ÍNDICE DE CONTENIDOS:
1.
MODELO CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA. ESTADOS DE LA MATERIA........................................................................... 1
2.
LEYES DE LOS GASES PERFECTOS .............................................................................................................................................. 2
3.
SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS ............................................................................................................................................... 3
4.
ÁTOMOS, ELEMENTOS Y COMPUESTOS ................................................................................................................................... 6
5.
ENLACES QUÍMICOS. REACCIONES QUÍMICAS. AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRIA ................................... 8
6.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS SEGÚN LA IUPAC ....................................................... 12
ÓXIDOS: .......................................................................................................................................................................................... 13
HIDRUROS METÁLICOS : ................................................................................................................................................................. 13
HIDRUROS NO METÁLICOS : ........................................................................................................................................................... 14
SALES NEUTRAS : COMPUESTOS BINARIOS DE METALES Y NO METALES ...................................................................................... 15
HIDRÓXIDOS ................................................................................................................................................................................... 15
7.
LA QUÍMICA Y LA SOCIEDAD. LA QUÍMICA Y EL MEDIO AMBIENTE ........................................................................................ 17
1. MODELO CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA. ESTADOS DE LA MATERIA
La materia se puede presentar en tres estados físicos diferentes: sólido, líquido y gaseoso. El agua es la única sustancia
que se encuentra en los tres estados en la naturaleza.
La materia, independientemente del estado en que se encuentre, está formada por partículas muy pequeñas que se
encuentran en continuo movimiento.
Cambios de estado:
estado
Estado
Sólido
Líquido
Gaseoso
Características
• Masa constante
• Volumen fijo
• Forma propia
• Masa constante
• Volumen fijo
• Forma: la del recipiente que los contiene
• Masa constante
• Volumen variable (se pueden comprimir ).
• Forma: la del recipiente que los contiene.
Tienden a ocupar todo el volumen del
recipiente que los contiene.
Temperatura de cambios de estado: la temperatura de la materia que cambia de estado permanece constante durante
dicho cambio.
Teoría cinética de los gases expresa las propiedades comunes que tienen todos los gases y son las siguientes:
Un gas está formado por pequeñas partículas que se mueven constantemente al azar.
La velocidad de movimiento de las partículas solo es función de la temperatura a la que está el gas. La disposición de
estas partículas nos permite explicar las propiedades de cada uno de los estados de la materia.
Actividades:
1) ¿Qué forma tiene un litro de leche?
2) ¿Qué volumen ocupa un kilo de gas butano?
3) Práctica. Para comprobar que la evaporación es un fenómeno de superficie, se puede colocar la misma cantidad
de agua en un vaso estrecho y en un plato. El agua del plato se evapora más rápidamente que la del vaso por
tener mayor superficie.
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4) Sabiendo que la temperatura de fusión del alcohol es -114 ºC y la temperatura de ebullición 78 ºC, determina en
qué estado físico se encuentra el alcohol:
a) Cuando alcanza la temperatura de -50 ºC
b) Cuando alcanza una temperatura de 80 ºC
5) Colocamos hielo en un recipiente y lo calentamos con un mechero. Dentro ponemos untérmómetro con el que
registramos las siguientes temperaturas:
Tiempo(s)
Temperatura(ªC)
0
-20
12
-10
30
0
270
0
345
25
420
50
495
75
570
100
1800
100
1830
120
Representa los datos en una gráfica colocando la temperatura en el eje vertical y el tiempo en el horizontal e
indica durante qué momentos se producen los cambios de estado
6) Completa las siguientes frases:
A) El paso de sólido a líquido se llama ................
B) El paso de líquido a gas se llama .....................
C) El paso de sólido a gas se llama ......................
D) El paso de gas a líquido se llama .....................
E) El paso de líquido a sólido se llama ...........
7) Indica el estado físico que en el que se encuentran las sustancias A y B a temperatura de 0 ºC y 30ºC
sabiendo que sus puntos de fusión y ebullición son los indicados en la tabla:
Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Estado físico a 0 ºC Estado físico a 30 ºC
Sustancia A
10
120
Sustancia B
-60
-5
2. LEYES DE LOS GASES PERFECTOS
La ley de Boyle y Mariotte
La presión (P)de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen (V)del recipiente, cuando la
temperatura (T) es constante. Lo cual significa que:
-
Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
Ley de Charles
El volumen (V) de un gas es directamente proporcional a la temperatura (T) del gas cuando mantenemos la
presión (P) constante. Lo cual significa que:
- Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.
- Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.
Ley de Gay-Lussac
La presión (P) del gas es directamente proporcional a su temperatura (T) cuando el volumen (V) se mantiene
constante. Lo cual significa que:
- Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
- Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
La temperatura está expresada en todas las leyes en grados Kelvin. Para convertir unos grados en otros hay
que utilizar la siguiente fórmula:
ºC = K – 2 7 3 ,1 5
K = ºC + 2 7 3 ,1 5
Actividades
8) Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión
hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía.
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9)
Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a
10° C ¿Cuál será su nuevo volumen? (¡cuidado!, recuerda que la temperatura la tienes que expresar en grados
kelvin)
10) Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A
qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? (¡cuidado!, recuerda que la temperatura la
tienes que expresar en grados kelvin)
3. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia puede estar formada por una sola sustancia o por varias sustancias mezcladas en proporción variable.
La materia se clasifica en:
• Mezclas
• Sustancias puras
Las sustancias puras tienen unas propiedades específicas que las
caracterizan, las mezclas no. Por ejemplo, el agua tiene unas
propiedades específicas que la caracterizan: siempre hierve a 100 ºC,
se congela a 0 ºC y su densidad es 1 kg/L. En cambio, la mezcla de
agua y alcohol tendrá un punto de fusión, de ebullición y una
densidad cuyos valores dependerán de la proporción en la que estén
sus componentes.
MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS
En la vida real, lo frecuente es que la materia esté en forma de mezclas. Se pueden distinguir:
• Mezclas homogéneas o disoluciones: Están formadas por varias sustancias, pero con aspecto homogéneo. (Ej.: agua
salada, vino). de dos o más componentes. El que está en mayor proporción es el disolvente. El que está en menor
proporción es el soluto.
• Mezclas heterogéneas: En ellas se puede distinguir a simple vista o con la lupa las sustancias que las componen. (Ej.:
arena y limadura de hierro).
DIFERENCIAS ENTRE SUSTANCIAS PURAS Y DISOLUCIONES
A simple vista no se puede distinguir una mezcla homogénea de una sustancia pura. Pero sí se pueden distinguir
experimentalmente. Experimentalmente es posible diferenciar una sustancia pura de una disolución.
Las diferencias más importantes entre una disolución y una sustancia pura son las siguientes:
SUSTANCIA PURA
DISOLUCIÓN
• Mediante procesos físicos como evaporación o
destilación, solo conseguimos que cambie de estado.
• Sus componentes se pueden recuperar por procesos físicos
como la evaporación o la destilación.
• Tiene propiedades características y constantes que la
diferencian de las demás sustancias.
• Sus propiedades no son fijas, dependen de la proporción en
que estén mezclados sus componentes.
• Los cambios de estado se producen siempre a igual
temperatura.
• Los cambios de estado no se producen siempre a igual
temperatura. Varían según las proporciones de la mezcla.
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Ejemplo: distinguir entre una disolución de agua salada y agua pura
Sustancia pura: agua
Disolución: agua salada
• Cuando se calienta hasta 100 ºC hierve, pasando a
vapor de agua, manteniendo constante esa
temperatura hasta que el agua se evapora por
completo. Tiene propiedades características y
constantes. Por ejemplo:
• Densidad: 1 kg/ L
• Punto de fusión: 0 ºC
• Punto de ebullición: 100 ºC
• No tiene sabor, etc.
• Si se calienta, empezará a hervir, quedando en el recipiente
sal cuando toda el agua se haya evaporado. La temperatura de
ebullición cambia ligeramente. Sus propiedades no son fijas,
dependen de la proporción de sal presente en el agua. Por
ejemplo:
• Densidad: mayor que 1 kg/L
• Punto de fusión: inferior a 0 ºC
• Punto ebullición superior a 100 ºC
• Sabor salado
SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Una sustancia pura es aquella que tiene unas propiedades
específicas que la caracterizan y que sirven para diferenciarla de
otras sustancias. Las sustancias puras pueden ser elementos o
compuestos.
Compuestos químicos. Son sustancias puras que se pueden
descomponer en otras más simples por métodos químicos
Elementos químicos son sustancias puras que no pueden
descomponerse en otras más simples. El agua, la sal y la pirita son
compuestas. El cloro y el sodio son elementos.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
En una mezcla, cada uno de los componentes que la forman mantiene sus propiedades. Cuando queremos
separar esos componentes, podemos utilizar alguna propiedad que sea diferente para cada uno de ellos.
Evaporación:
Filtración:
Decantación:
La filtración sirve para separar un La decantación se utiliza para Es un procedimiento que se utiliza
sólido insoluble del líquido con el que separar dos líquidos no miscibles para recuperar un sólido disuelto en un
está mezclado. Por ejemplo, agua y (que no se pueden mezclar) con líquido. Se basa en que el disolvente
alcanza su punto de ebullición antes
arena. El filtro permite el paso del distinta densidad.
líquido y retiene las partículas del
Por ejemplo, aceite y agua.
sólido.
que el soluto, por lo que si calentamos
la disolución hasta que todo el
disolvente se evapore, podemos
recuperar el soluto. Si dejamos que el
disolvente se evapore lentamente, el
sólido disuelto formará cristales. El
proceso
entonces
se
llama
cristalización. La cristalización se
utiliza en las salinas marinas para
obtener sal.
Para este procedimiento se usa un
embudo especial, llamado embudo
de decantación. Este embudo tiene
una válvula en la parte inferior.
Cuando los dos líquidos están
claramente separados, la válvula se
abre y sale el primero, que es el
líquido de mayor densidad.
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4
Destilación:
La destilación está indicada para separar dos
líquidos miscibles (que se pueden mezclar) que
hierven a temperaturas muy distintas o un líquido
que tiene un sólido disuelto. La mezcla se
introduce en un recipiente y se calienta. Cuando
se alcanza la temperatura de ebullición del primer
líquido, este se convierte en vapor que se hace
pasar por un tubo refrigerado en el que se enfría y
condensa. El líquido obtenido es una sustancia
pura. Por ejemplo, el vino es una disolución de
alcohol y agua. Cuando el alcohol llega a la
temperatura de ebullición (78 ºC) se evapora, se
hace pasar por un refrigerante en el que se enfría
y condensa. El alcohol se recoge en estado
líquido.
Actividades
11) Clasificar las siguientes mezclas en homogéneas y heterogéneas: granito, batido de fresa, acero, agua
azucarada, agua y arena, aceite y vinagre, hormigón.
12) Indica cuál es el soluto y el disolvente en una disolución de agua salada.
13) Pon ejemplos de:
A) Una disolución líquida formada por dos componentes líquidos.
B) Una disolución gaseosa.
14) Las aleaciones son ejemplos de disoluciones sólidas. Busca en un diccionario o Internet la composición
del acero, el bronce y el latón.
15) Los aceros son aleaciones de hierro y carbono. ¿Tendrán todos los aceros la misma densidad? ¿Por qué?
16) En un recipiente tenemos un líquido incoloro, que aparentemente parece agua. Hacemos lo siguiente:
o
Lo ponemos a calentar, comenzando a hervir cuando el termómetro marca 104 º C.
o
El líquido se evapora y deja un residuo sólido de color blanco.
o
Con esta información, ¿se podría pensar que el líquido es agua? ¿Se trata de una sustancia pura?
17) ¿Cómo podríamos separar los componentes de una mezcla de arena, limaduras de hierro y sal?
18) Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
A) La destilación del vino se basa en la distinta densidad que tienen el agua y el alcohol.
B) La filtración no es un procedimiento adecuado para separar los componentes de una disolución.
C) No se pueden separar los componentes de una mezcla homogénea.
D) En una mezcla de aceite y agua, los componentes se pueden separar por decantación porque tienen distinta
densidad.
19) COMPRUEBA LO QUE SABES: AUTOEVALUACIÓN DEL TEMA SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
1. Sabemos que al calentar el azúcar, se transforma en un material negruzco (carbón) y en un gas que resulta ser
agua. ¿Con esta información se puede decir si el azúcar es un elemento o un compuesto?
2. Completa el siguiente cuadro:
3.
4.
5.
6.
Indica las propiedades comunes de los líquidos y los gases.
Indica las propiedades comunes de sólidos y líquidos.
Explica, utilizando la teoría cinética, por qué los sólidos tienen forma propia y volumen fijo.
El oxígeno es un gas a temperatura ambiente. Indica la afirmación no correcta relativa a las
partículas que constituyen el gas:
A) Se encuentran muy separadas entre sí.
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5
B) Tienen libertad total de movimiento.
C) Están unidas por fuerzas muy intensas.
D) Están más separadas y libres que en estado líquido.
7. Cuando abrimos un perfume, podemos apreciar su olor aún cuando nos encontramos a cierta
distancia. ¿Cómo explica la teoría cinética el hecho de que los perfumes huelan a distancia?
8. Indicar que cambio de estado se produce en los siguientes procesos:
A) El hielo se derrite
B) El agua hierve
C) El agua se congela
D) La ropa se seca
E) El ambientador sólido se transforma en gas
9. Completa el texto con los términos que faltan:
La vaporización es el cambio de estado que experimenta un líquido cuando pasa al estado
_____________. Si el cambio se produce en toda la masa, a una temperatura determinada se
denomina _____________. Pero si el cambio se produce solamente en la superficie del líquido y a
cualquier temperatura, entonces se llama _____________.
10. El petróleo es una mezcla de sustancias, ¿crees que la temperatura de ebullición del petróleo es
constante?
11. ¿A qué tipo de sustancia corresponde cada frase?
A) Una sustancia que tiene una densidad y un punto de fusión variable, y que en una parte presenta
diferente aspecto que en otra.
B) Una sustancia formada por dos componentes que presenta las mismas propiedades y el mismo
aspecto en todos sus puntos.
C) Una sustancia que tiene unas propiedades específicas invariables.
12. ¿Cómo podríamos separar una mezcla de alcohol, agua y limaduras de cobre?
13. ¿Cómo podríamos separar una mezcla de azufre, hierro y sal?
4. ÁTOMOS, ELEMENTOS Y COMPUESTOS
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
La materia está formada por pequeñísimas partículas llamadas átomos.
Los átomos están formados por otras partículas más pequeñas
llamadas: electrones, protones y neutrones.
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los
electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles,
giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces
menor
que
la
de
un
protón
(carga
positiva).
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual
número de protones que de electrones. Así, el número atómico
también coincide con el número de electrones.
La suma del número de protones y el número de neutrones de un
átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los
átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico;
representado por la letra Z , pueden tener distinto número de neutrones.
DEFINICIONES:
MASA ATÓMICA: Conceptualmente, masa atómica (m. a.) es la masa de un átomo, y la masa de
un átomo en particular es la suma de las masas de sus protones y neutrones, y varía en los distintos isótopos.
ISÓTOPOS: son átomos de la misma sustancia con el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A).
UN MOL : se define como la cantidad de materia que tiene tantas unidades como el número de átomos que hay en
exactamente 12 gramos de 12C. Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023 .
NÚMERO DE AVOGADRO: Se abrevia como N =6,02 x 1023.
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ELEMENTOS: TABLA PERIÓDICA
Se conocen más de 100 elementos químicos distintos en la naturaleza. Cada uno de ellos está formado por átomos
iguales, que son diferentes a los átomos de otros elementos.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z),
colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento X.
Todos los elementos conocidos en la actualidad se encuentran reunidos en la tabla periódica. En ella están ordenados
según su número atómico.
Según va aumentando el número atómico (Z) en los sucesivos elementos también va aumentando el número de
electrones puesto que todos los elementos son neutros ( igul número de electrones que de protones)
Periodo: está constituido por los elementos que ocupan una misma fila de la Tabla Periódica. Todos los elementos de un
periodo tienen el mismo número de capas de electrones . Por ejemplo los elementos del periodo 1 ( H,He tienen 1
capa, los del 2 ( Li, Be, C, ..) tienen 2 capas y así sucesivamente.
Grupo: está constituido por los elementos que ocupan una misma columna de la Tabla Periódica. Los elementos de un
mismo grupo poseen propiedades químicas semejantes y tienen el mismo número de electrones en su capa externa .Por
ejemplo los elemento del grupo 17 (halógenos) tienen 7 electrones en su capa externa ( F,CL, Br, I….).
Los gases nobles son los únicos elementos que podemos encontrar formados por átomos aislados. Los gases nobles son
los elementos que aparecen en el último grupo de la tabla periódica: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Los átomos de los elementos que no son gases nobles se pueden unir, formando agrupaciones llamadas moléculas. Por
ejemplo el oxígeno O2.
El hidrógeno no sigue estrictamente las propiedades de ningún grupo. Por eso se le sitúa por separado.
Metales: elementos de los grupos 1 al 14 excepto el B, C y Si (que son no metales).
No metales: elementos situados entre los grupos 14 al 17.
Gases nobles: elementos del grupo 18 tienen 8 electrones en su última capa (excepto el He que tiene 2) y son muy
poco reactivos.
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Actividades:
20) Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número
de______________
21) Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?
12
13
24
25
22) Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
El número de protones
El número atómico
El número de neutrones
El número de electrones
23) Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación
adecuada?
2.
1.
24) Señala las afirmaciones correctas:
3.
4.
El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones
Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico
Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones
5. ENLACES QUÍMICOS. REACCIONES QUÍMICAS. AJUSTE DE REACCIONES
QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRIA
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último
nivel es igual a ocho (los 2 del orbital “S y los 6 de los orbitales “p”) , estructura que coincide con la de los gases nobles.
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8
electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases
nobles. Esta tendencia a adquirir la estructura del gas noble se conoce como
regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en
muchos casos. Según sea la forma en que los átomos consiguen obtener 8
electrones en su última capa, así será el tipo de enlace.
El orden en el que se incorporan los electrones a los orbitales es el siguiente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s
5f->6d…
DISTINTOS TIPOS DE ENLACES.
¿Cómo se puede alcanzar la estructura de octeto?. Existen tres tipos
principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las
propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.
Enlace iónico: se produce cuando átomos de elementos metálicos se encuentran con átomos
no metálicos, En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal,
transformándose en iones positivos (catión) y negativos (anión), respectivamente. El número
de electrones cedidos o capturaos por un átomo es lo que se conoce como valencia iónica. Al
formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando
fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las
llamamos enlaces iónicos
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Enlace covalente: Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los
átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica (C, O, F, ..).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y
tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la
estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse
electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al
compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par
de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que
ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente
moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Enlace metálico: Los átomos de los metales tienen pocos
electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos
átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de
valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+,
Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el
espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia
desprendidos de los átomos forman una nube de electrones
que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo
todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido
mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
Actividades:
25) Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo (un no metal del grupo de los
halógenos), lo más probable es que entre ellos se establezca:
Enlace covalente
Enlace metálico
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Enlace por puentes de hidrógeno
Enlace iónico
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26) Un sólido metálico está formado por:
Iones positivos y negativos
28) Señala cuáles de los siguientes compuestos serán
de tipo iónico:
Iones positivos y una nube de
electrones
CaO (óxido de calcio).
O2 (oxígeno).
Iones negativos y una nube de
electrones
Átomos neutros que comparten
electrones
27) ¿Cuál será la clase de enlace químico más
probable que puede establecerse entre los
átomos de los siguientes elementos?
Hierro-hierro:
Cloro-magnesio:
Carbono-oxígeno:
Flúor-flúor:
Neón-neón:
NaF (fluoruro de sodio).
N2O (óxido de dinitrógeno).
NH3 (amoníaco).
29) De los sólidos siguientes, marca los que son muy
solubles en agua:
Cobre (Cu).
Cuarzo (SiO2).
Fluorita (CaF2).
Hierro (Fe).
Silvina (KCl).
REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de ionización: cuando un átomo pierde (metal) o gana ( no metal ) electrones generándose iones, se
produce una reacción de ionización. El número de electrones cedidos o ganados por cada átomo se llama valencia
iónica. Los metales tienen valencia iónica positiva (ceden electrones) y los no metales negativa (captan electrones).
Ejemplo 1: reacción de ionización del calcio Ca (grupo 2) y del nitrógeno N (grupo 15)
Está claro que para formar el compuesto neutro necesitaremos 3 iones de calcio y 2 de nitrógeno .
Ejemplo 2: reacción de ionización del sodio Na (grupo 1) y del cloro Cl (grupo 15). Para representar los iones vamos a
representar con puntos o aspas exclusivamente los electrones de la última capa (representación de Lewis):
En este otro ejemplo será necesario un ión de sodio para cada ión de cloro. Se formara sal común ( cloruro sódico) .
Reacciones covalentes: cuando átomos de material no metal comparten electrones en su última capa para alcanzar
una estructura estable de octeto, el enlace es covalente El número de electrones compartidos por cada átomo se llama
valencia covalente o covalencia. Los átomos de no metales que comparten los electrones pueden ser iguales o
distintos, ene l primer caso hablamos de nelace covalente puro y en el segundo de enlace covalente bipolar.
Ejemplo 1: enlaces covalentes puros (átomos no metálicos iguales)
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Ejemplo 2: enlaces covalentes bipolares (átomos no metálicos distintos)
MASA MOLECULAR (O PESO MOLECULAR)
Hasta aquí hemos hablado solo de masa de átomos, y de sus componentes: protones y neutrones. Ahora hablaremos
de masa de moléculas (que son combinaciones de diferentes átomos).
Previamente recordemos que las moléculas, como entidad, también se cuantifican en mol, y un mol de moléculas es
igual a 6,02 x 1023 moléculas (nº de Avogadro).
Sabemos que no se puede pesar la masa de una molécula individualmente.
Entonces, ¿cómo calculamos la masa molecular de una sustancia?
Sumando las masas atómicas relativas de los elementos que componen dicha sustancia.
Para aclarar el concepto:
Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los
átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas
de agua contiene dos moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.
Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes
2 moles H
+ 1 mol O
= 1 mol de agua
2 • 1.01 g
+ 16.00 g
= 18.02 g
Según esto, una botella llenada con exactamente 18,02 g de agua debería contener 6,02 x 1023 moléculas de agua.
El concepto de las fracciones y de los múltiplos también se aplica a las moléculas. De esta manera, 9,01 g de agua
debería contener 1/2 mol, o 3,01 x 1023 moléculas de agua.
Como vemos, se puede calcular el peso molecular (masa molecular) de cualquier compuesto simplemente sumando el
peso de los átomos (masa atómica relativa) que conforman el compuesto.
Ejemplo:
Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio
Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2
Masa atómica del Ca = 40,078 u.m.a.
Masa atómica del Cl = 35,453 u.m.a.
Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula..
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11
Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 u.m.a.
De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán:
(1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos
Ejemplo:
Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría?
Fórmula del oro: Au
Peso fórmula del Au = 196,9665 u.m.a.
Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.
De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá:
(2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol
Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x 1023 átomos/mol.
Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos:
(0,0142 moles)(6,02x1023 átomos/moles) = 8,56x1021 átomos
Actividades:
30) ¿Qué crees que debe ocurrirá si el número de electrones que tiene el metal en su última capa no coincide con el
número de electrones que le faltan al no metal para completar su última capa? Considera para responder esta
pregunta que combinamos sodio con oxígeno.
31) ¿Qué fórmulas tendrán los compuestos iónicos formados por :
1. Potasio y nitrógeno; 2. Calcio y flúor;
3. Calcio y oxígeno;
4. Aluminio y azufre.
32) ¿Podrán los átomos de los gases nobles combinarse entre sí con valencias covalentes?¿por qué?
33) ¿Cuál es la valencia covalente del azufre, bromo, fósforo, potasio y nitrógeno?
34) Escribe la representación de Lewis para los siguientes átomos neutros: carbono, fósforo, azufre y bromo
35) Representa el enlace covalente que se dará entre las siguientes parejas de átomos usando la representación de
Lewis , indica la fórmula del compuesto final.
• Bromo y bromo
•
Carbón y cloro
• Oxígeno y flúor
•
Carbón y oxígeno
• Nitrógeno e hidrógeno
36) ¿Qué masa tendrán dos moles de hierro?¿cuantos átomos habrá?
37) ¿Cuántos moles habrá en 29,4 g de H2SO4?¿y moléculas?
38) PRACTICAS DE LABORATORIO: construyendo compuestos
6. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS SEGÚN LA
IUPAC
Un compuesto químico está formado por la unión de dos o más átomos o iones distintos. Los compuestos químicos se
clasifican en sustancias orgánicas y sustancias inorgánicas . Las sustancias inorgánicas en compuestos ternarios y
binarios.
Las fórmulas son la representación más sencilla de los compuestos químicos. En ellas se escriben los símbolos de los
elementos y subíndices (las valencias o números de oxidación de los elementos).
Vamos ahora a estudiar cómo se formulan los compuestos binarios, inorgánicos, entre ellos:
• Los óxidos,
• Los hidruros metálicos
• Los hidruros no metálicos
• Las sales neutras
• Los hidróxidos
• Las sales de óxidos
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FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS: Hay que tener en cuenta las siguientes
normas a la hora de escribir una fórmula:
Si los subíndices se pueden simplificar (dividir por un mismo número), es obligatorio simplificar la fórmula
Si el subíndice es la unidad , no se escribe,
En los compuestos binarios, las valencias de los elementos están intercambiadas.
FORMULACIÓN Y NOMECLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS:
La nomenclatura sirve para nombrar los compuestos químicos.
En este curso para nombrar los compuesto binarios utilizaremos solo una de las normas de la IUPAC (UNIÓN
Internacionalde Química Pura y Aplicada) : SISTEMÁTICA
ÓXIDOS:
Los óxidos son compuestos formados por oxígeno y otro
elemento del Sistema Periódico (metal o no metal), excepto
los gases nobles.
El formato de su fórmula es
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS ÓXIDOS :
Para nombrar a l os óxidos, se pone la palabra óxido acompañada de un prefijo numérico ( mono-, di-, tri-, tetra-,
penta-, hexa-, hepta-) que indica el nº de átomos de oxígeno que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de y el
nombre del otro elemento , también acompañado de su correspondientesprefijos numéricos.
NOTA: El prefijo mono-, sólo se utiliza con :
•
•
El monóxido de carbono (CO).
El m o nóxido de nitrógeno (NO).
Ejemplos de óxidos y su nomenclatura sistemática:
HIDRUROS METÁLICOS :
Los hidruros metálicos son compuestos formados por hidrógeno y un elemento
metálico. Su fórmula es:
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NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS HIDRUROS METÁLICOS:
Para nombrar a los hidruros metálicoss, se pone la palabra hidruro acompañada de un prefijo numérico ( mono-, di-, tritetra-, penta-, hexa-, hepta-) que indica el nº de átomos de hidrógeno que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de
y el nombre del otro elemento
Ejemplos de hidruros metálicos y su nomenclatura sistemática:
HIDRUROS NO METÁLICOS :
Los hidruros NO metálicos son compuestos formados por
hidrógeno y un elemento NO metálico. Su fórmula es:
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS HIDRUROS NO METÁLICOS:
Para nombrar a los hidruros NO metálicoss, se nombran añadiendo – URO al nombre del NO METAL seguido de las
palabras DE HIDRÓGENO.-
Ejemplos de hidruros NO metálicos y su nomenclatura sistemática:
Además existen compuestos binarios del hidrógeno con no metales queutilizan nombres comunes
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SALES NEUTRAS : COMPUESTOS BINARIOS DE METALES Y NO METALES
Las sales neutras son compuestos formados por un metal
y un NO metal. Su fórmula es:
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE SALES NEUTRAS:
Las sales neutras se nombran añadiendo el sufijo – URO al nombre del NO METAL acompañada de un prefijo numérico
(mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-) que indica el nº de átomos de no metal que hay en la fórmula. Le sigue
la preposición de y el nombre del otro elemento precedido de los prefijos numéricos que indiquen el nº de átomos de
metal que hay en la fórmula.
Ejemplos de sales neutras y su nomenclatura sistemática:
HIDRÓXIDOS
Los hidróxidos son compuestos ternarios formados por la
combinación de tres elementos. Resultan de combinar un metal
(catión) y el anión hidróxido (OH-). Su fórmula es:
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA DE LOS HIDRÓXIDOS:
Para nombrar a los hidróxidos, se pone la palabra hidróxido acompañada de un prefijo numérico (mono-, di-, tri-, tetra, penta-, hexa-, hepta-) que indica el número de iones hidróxido que hay en la fórmula. Le sigue la preposición de y el
nombre del metal
Ejemplos de hidróxidos y su nomenclatura sistemática:
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39) ACTIVIDADES
Nombrar
Formular
1
Trióxido de azufre
2
Monóxido de hierro
3
Metano
4
Hidruro de calcio
5
Tetracloruro de carbono
6
Ácido fluorhídrico
7
Monóxido de carbono
8
Ácido clorhídrico
9
Óxido de aluminio
10
Amoniaco
11
Disulfuro de carbono
12
Dihidruro de plomo
13
Dióxido de carbono
14
Óxido de litio
15
Ácido sulfhídrico
16
Hexacloruro de azufre
17
Trióxido de diniquel
18
Hidruro de zinc
19
Pentaóxido de difósforo
Tricloruro de fósforo
40) ACTIVIDADES
20
Formular
1
Monóxido de hierro
2
Pentacloruro de fósforo
3
Amoniaco
4
Hidruro de alumnio
5
Óxido de litio
6
Ácido clorhídrico
7
Monóxido de plomo
8
Ácido nítrico
9
Hidróxido de sodio
10
Metano
11
Trihidruro de niquel
12
Carbonato de sodio
13
Trihidróxido de hierro
14
Cloruro de potasio
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NaH
K2O
NH3
SiCl4
Au2O3
CuO
CoH3
H2S
SO2
CaH2
MgO
CO2
PCl5
CH4
CO
PbH4
SCl4
H2O
Al2O3
N2O5
Nombrar
KH
Ag2O
KCl
HNO3
FeCl3
CuBr2
Ca(NO3)2
H2 S
Cu2O
MgH2
ZnBr2
CO2
CuSO4
H2CO3
16
15
Ácido carbónico
16
Hexafluoruro de azufre
17
Sulfato de sodio
18
Hidróxido de alumnio
19
Ácido sulfúrico
20
Nitrato de potasio
CO
CH4
CaCO3
CCl4
CrCl2
KNO3
41) ACTIVIDADES
Formular
1
Óxido de alumnio
2
Trióxido de azufre
3
Metano
4
Hidruro de cinc
5
Hidróxido de cobre(II)
6
Peróxido de sodio
7
Ácido nítrico
8
Sulfuro de sodio
9
Tetracloruro de carbono
10
Sulfato de plomo(IV)
11
Ácido perclórico
12
Cloruro de hierro(III)
13
Clorato potásico
14
Óxido de fósforo(V)
15
Carbonato de bario
16
Hexafluoruro de azufre
17
Hidrogenocarbonato de sodio
18
Dihidrogenofosfato de plata
19
Nitrato de plomo(II)
20
Hidrogenocarbonato de cobalto(II)
Nombrar
PtO2
AuH3
AgCl
HClO2
CaCO3
FeS
H3PO4
HCl
Li2O2
KHCO3
Fe3+
CO
Cu2SO4
PbI2
Co(ClO4)3
NH3
K2Cr2O7
Cr2O3
NO3KNO2
7. LA QUÍMICA Y LA SOCIEDAD. LA QUÍMICA Y EL MEDIO AMBIENTE
Trabajo personal: realiza una presentación de un máximo de 10 transparencias donde expliques las principales ventajas
que el desarrollo de productos químicos han aportado a la sociedad del siglo XXI. Para ello, haz una cronología de los
principales descubrimientos. No olvides citar las ventajas y desventajas del desarrollo químico sobre el medio ambiente.
Para terminar haz tres preguntas a tus compañeros, para ver si han seguido bien tu exposición.
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