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El método científico. La medida
A veces el trabajo de un investigador puede tener origen en una teoría y por
deducción proyectar determinadas experiencias para comprobar una hipótesis;
también puede partir de un estudio bibliográfico sobre trabajos científicos y de esta
forma conseguir ideas que ayuden en la labor de investigación.
Actividades
1.
Relaciona mediante flechas:
2.
Ordena las etapas que siguen en una investigación científica:
- Análisis de resultados
- Enunciado de leyes y Teorías.
- Publicación de resultados
3.
- Experimentación
- Observación
- Planteamiento de hipótesis
Colgando sucesivas masas de un muelle
se obtienen los datos de la tabla:
Aplica las etapas del método científico al ejemplo
dado y explícalas.
Representa gráficamente la relación entre la masa
y el alargamiento del muelle.
-
¿qué tipo de relación hay entre estas
magnitudes?
Propón una ecuación que relacione el
alargamiento y la masa.
¿cuánto se alargaría el muelle al colgar del
extremo libre una masa de 50 g?
1
4.
En la tabla se recogen los datos medidos cada 2
segundos para la velocidad de una moto que parte del
reposo:
a) Realiza la gráfica y escribe la ecuación que la
representa.
b) Determina la velocidad de la moto a los 15 s.
MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y DERIVADAS
Estudiar un fenómeno significa dos cosas: reconocer qué magnitudes intervienen en él y determinar cómo
están relacionadas entre sí. Entendemos por MAGNITUD, cualquier característica de los cuerpos que pueda
medirse de manera objetiva.
El Sistema Internacional (S.I.) de unidades
establece cuáles son las magnitudes
fundamentales y sus unidades de medida.
El
resto
de
magnitudes,
se
miden
indirectamente, con una fórmula matemática
que
permita
relacionarlas,
son
las
magnitudes derivadas.
Actividades
5.
Indica las características de una persona que se consideran magnitudes físicas:
ʇ la simpatía __
ʇ el peso __
ʇ La belleza __
6.
Indica cuáles de estas magnitudes son fundamentales y cuáles derivadas:
ʇ velocidad __
ʇ volumen __
ʇ densidad __
7.
La habilidad __
La altura __
La tensión arterial __
fuerza __
Potencia __
temperatura __
masa __
aceleración __
tiempo __
Al medir el tiempo que tarda en llenarse una piscina con 50 m3 obtenemos un valor de 50 minutos.
Identifica magnitud______________________, cantidad _______________y unidad_________.
LA MEDIDA
Medir es comparar una cantidad cualquiera de una magnitud
con su unidad correspondiente.
El valor de una magnitud se debe expresar siempre con
la unidad utilizada.
Las propiedades que se miden en ciencias se llaman
MAGNITUDES, y el resultado se expresa en unidades del S.I.,
un acuerdo entre estados donde se decide qué comparar. Su
uso, en España, está aprobado por ley desde 1967.
Como las medidas tienen un rango de posibilidades enormes, se
usan múltiplos y submúltiplos de ellas y se expresan en
NOTACIÓN CIENTÍFICA.
2
Actividades
8.
Escribe estas cantidades utilizando la notación científica:
a. 0, 000 000 000 72 Km
b. 300.000 Km/s
c. 7 80, 42 cm
d. 0, 004 520 Kg
Realiza las siguientes operaciones y expresa el resultado en notación científica:
9.
Completa esta tabla con los múltiplos y submúltiplos
del metro:
10.
Indica la unidad de medida en el S.I. para las
siguientes magnitudes:
ʇ velocidad
ʇ volumen
ʇ densidad
11.
tiempo
superficie
temperatura
Verdadero o falso:
a) Las propiedades de los cuerpos que se pueden medir se llaman magnitudes __
b) El dm3 es unidad de volumen __
c) Los múltiplos del segundo son el minuto, la hora y el día __
d) El litro es la unidad de volumen del S.I. __
TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES
MEDIANTE FACTORES DE CONVERSIÓN:
El factor de conversión es una fracción unitaria ya
que el numerador y el denominador, valen lo mismo,
son valores iguales expresados en unidades distintas.
Basta multiplicar la medida que queramos convertir
por el factor de conversión correspondiente.
Actividades
12.
La altura de una torre es 125 m.
Exprésala en mm, cm y Km.
13.
¿qué medida es mayor?
ʇ 2,40 dam o 126 dm
ʇ 60,13 g o 5,41·10-3 Kg
ʇ 180 km/h o 3·103 cm/s
3
14.
Cambia las unidades al S.I. utilizando factores de conversión:
a) En Estados Unidos la velocidad de algunas carreteras está limitada a 55 millas/h.
b) En la ficha de un jugador de la NBA aparece: altura 7,0 pies.
c) Un jugador de fútbol americano recorre 100 yardas con el balón.
Datos: 1 pie = 30 cm; 1 yarda= 0,91 m; 1 milla = 1,609 Km
15.
Expresar en las unidades que se indican las siguientes medidas utilizando factores de conversión:
a) 15 L p m3
b) 25000 hL p L
16.
17.
Expresar en unidades del Sistema Internacional, utilizando factores de conversión y expresando el
resultado en notación científica:
ƒ
135 Km/h
ƒ
0,35 dam
ƒ
50 cm2
ƒ
1 hora 20 minutos
ƒ
400 mg
ƒ
40ºC
ƒ
60 μs
ƒ
250 MHz
ƒ
540 nm
Expresa en unidades del
S.I la densidad de la sal
2,16 g/cm3
Y determina qué volumen
corresponde a un saco de
50 Kg de sal común.
4
18.
Los datos de la tabla se refieren a un material por
determinar. Representa en una gráfica la masa
frente al volumen.
ʇ
¿Qué relación existe entre ambas magnitudes?
ʇ
¿Cuál será la masa de una pieza de 5 cm3 de
este material?
EXPRESIÓN DE UNA MEDIDA EXPERIMENTAL
Siempre que se realiza una medición de cualquier magnitud, se cometen ERRORES.
Los instrumentos de medida no dan unos resultados matemáticamente exactos.
-
Son errores accidentales los que se cometen casulamente y por ello no pueden
ser controlados.
-
Son errores sistemáticos los debidos a defectos del aparato, al propio proceso de medida por el
experimentador o a la sensibilidad del aparato (las dos primeras se pueden corregir pero la
sensibilidad impone límites a lo que podemos medir con cada aparato).
SENSIBILIDAD de un aparato es la mínima cantidad que podemos apreciar con él. Con una regla
milimetrada podremos medir una longitud de 4,5 cm pero no 4,57 cm, tendremos que optar por 4,5 o 4,6 y
aceptar que la medida exacta, aunque no podamos conocerla, estará comprendida entre 4,5 y 4, 6 cm.
-
ƒ
Al hacer una medida, el valor que demos no puede tener más decimales que los de la sensibilidad del
aparato. Y se toma como error absoluto la sensibilidad del aparato. (40,5 ± 0,1 cm)
Es conveniente medir varias veces para estar más seguros de que el valor medido sea el correcto. En
estos casos tomamos como valor exacto, la media aritmética de las medidas realizadas, poniendo
solo los decimales que puede apreciar el aparato.
ERRORES EN LA MEDIDA:
Actividades
19.
Un cronómetro marca 10,45 s r 0,01 s. Interpreta el resultado de esa medida.
Si disponemos de una regla milimetrada y al medir un bolígrafo obtenemos 18,4 cm ¿cómo debemos
expresar la medida?
20.
Si una probeta aprecia mL y medimos un volumen de 40 mL ¿cómo expresaremos el resultado?
5
21.
Indica la sensibilidad de cada uno de estos
instrumentos y el valor de la medida en cada
caso.
22.
Al medir un mueble con una
cinta métrica de 1 mm de
resolución obtenemos 114,5 cm.
Halla el error absoluto y el error
relativo cometidos.
23.
Al pesar una sustancia de 2,2560 Kg obtenemos el valor 2,27 Kg. Calcula el error cometido.
24.
Al medir la longitud de un campo de futbol de 101,56 m se ha obtenido un valor de 102 m. Al medir
el espesor de un libro de 3,25 cm se obtuvo, 32 mm. Compara los errores absolutos y relativos y diga
qué medida es más precisa.
25.
En una carrera de 100 m lisos hay cinco cronometradores. Los tiempos que han medido para el
vencedor de la carrera han sido los siguientes: 10,45 s; 10,62 s; 10,71 s; 10,52 s y 10,71 s. ¿cuál
será el tiempo oficial del ganador?
6
La materia
El Universo está formado por materia y
energía. La materia ordinaria puede presentarse en
tres estados de agregación: sólido líquido o gaseoso.
Además de otras propiedades posee masa y volumen
y está formada por partículas.
Las propiedades de los gases dependen de las
condiciones externas. Las variables que definen
el estado de un gas son: presión, volumen y
temperatura. Cualquier variación en una de ellas
supondrá un cambio en las otras dos:
x
Cuando
la
temperatura
permanece constante, si se
aumenta
la
presión,
el
volumen del gas disminuye.
P · V = constante
Ley de Boyle-Mariotte
x
Si la presión es constante, al
aumentar
la
temperatura
aumenta el volumen. V/T =
cte. Ley de Charles
x
Si el volumen es constante,
al aumentar la temperatura
aumenta la presión que
ejerce el gas. P/T = cte.
Ley de Gay Lussac
La TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR explica
el comportamiento y los estados de agregación
de la materia. Según esta teoría:
ʇ La materia está formada por partículas, más
o menos unidas dependiendo del estado
físico en que se encuentre.
ʇ Las partículas se muevan más o menos
libremente dependiendo del estado.
Cuanto más rápido se muevan, mayor
es la temperatura de la sustancia.
Los CAMBIOS DE ESTADO se deben
a cambios de presión o temperatura, y
ocurren
cuando
una
sustancia
aumenta o disminuye su energía
interna. Para fundir un sólido y vaporizar
un líquido se absorbe energía. Cuando se
licua un gas o se solidifica un líquido se
desprende energía (calor).
Mientras se produce un cambio de estado,
toda la energía comunicada se invierte en
vencer las fuerzas de atracción entre las
partículas.
La VAPORIZACIÓN puede producirse de dos modos: EVAPORACIÓN (solo afecta a la superficie del líquido y se
produce a cualquier Tª) EBULLICIÓN (afecta a toda la masa del líquido y ocurre a una temperatura fija, T ebullición)
7
Actividades
26.
Diga cómo se comporta cada estado de agregación respecto a las propiedades indicadas en la tabla:
27.
Justifica mediante la teoría cinética los siguientes hechos:
a.
Los gases tienden a ocupar todo el espacio disponible.
b.
Los líquidos y los gases pueden fluir pero los sólidos no.
c.
El gas contenido en un recipiente ejerce presión.
d.
Si a volumen constante, aumentamos la temperatura de un gas, aumenta la presión.
28.
Ordena de mayor a menor estas temperaturas:
- 75ºC; 260 K; 70ºC y 300K
29.
Interpreta los tramos de la gráfica de calentamiento
de un líquido según la teoría cinética y di cuál es el
punto de ebullición y el punto de condensación.
30.
A partir de la gráfica de enfriamiento de cierto líquido, razone
qué afirmaciones son falsas:
ʇ
ʇ
ʇ
ʇ
el punto de fusión es de 80ºC __
A los 10 min toda la sustancia está en estado sólido
A los 5 minutos solo hay líquido en el vaso __
El punto de ebullición es inferior a 100ºC __
8
31.
El esquema corresponde a dos estados de un mismo gas.
a) Expresa matemáticamente la relación que hay entre
la presión y el volumen de un estado y la presión y
el volumen del otro estado.
b) Si el recipiente es de 5 L y la presión inicial 4 atm, ¿qué volumen pasaría a ocupar el gas si la
presión se triplica?
32.
El esquema representan dos estados de un mismo gas.
a) Expresa matemáticamente la relación que hay
entre la temperatura y el volumen.
b) Si ocupa un volumen de 5 L a 0ºC ¿cuál será su
temperatura si ha pasado a ocupar un volumen de 10 L?
33.
Observa los datos de presión y volumen de
un gas a temperatura constante.
a) Representa la gráfica Presión-Volumen.
b) Expresa la relación entre las variables
en lenguaje científico (enunciado y
fórmula matemática)
c) ¿cuánto vale el producto P.V para cada
caso de la Tabla?
d) Calcula la presión necesaria para que el
gas ocupe un volumen de 1 L.
9
La materia. Cómo se presenta
Todo lo que existe en el universo está compuesto de MATERIA. La materia se clasifica en MEZCLAS y SUSTANCIAS
PURAS. Las mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias
puras son ELEMENTOS y COMPUESTOS (combinación de elementos en una proporción definida).La
CONCENTRACIÓN de una disolución es la cantidad de soluto que hay disuelto
en una determinada cantidad de disolvente o en una determinada cantidad de
disolución. Hay varias formas de expresarla:
SOLUBILIDAD: indica la máxima cantidad de soluto que
admite una cierta cantidad disolvente a una temperatura
determinada. Hay disoluciones no saturadas (su concentración
< solubilidad), saturadas (concentración = solubilidad del
soluto) y sobresaturadas (concentración > solubilidad del
soluto)
10
Actividades
34.
Identifica a qué tipo de sustancia: ELEMENTO, COMPUESTO; mezcla HOMOGÉNEA y mezcla
HETEROGÉNEA corresponde cada frase:
ʇ Sustancia con una composición química constante, unas propiedades invariables y que no puede
descomponerse en otras más simples ___________________
ʇ Sustancia de aspecto no uniforme, cuya composición y propiedades varían de un punto a otro y
cuyos componentes se pueden separar por métodos físicos ____________________
ʇ Sustancia pura cuya composición es fija y que se puede descomponer en otras más simples por
métodos químicos ______________________________
ʇ Sustancia en la que a simple vista o con un microscopio no se distinguen partes diferentes y que
presenta la misma composición y propiedades en todos sus puntos _________________
Clasifica como sustancias puras (P) o mezclas M):
ʇ
ʇ
sal ___
vinagre ___
ʇ
ʇ
azufre ___
acetona ___
ʇ
ʇ
plata ___
aire ___
35.
Indica en cuál o cuáles de estos
recipientes hay un elemento químico,
un compuesto o una mezcla:
36.
Ordena las letras para formar las palabras que
correspondan a distintas técnicas de separación de
sustancias, di en qué propiedad se basa cada una y cuál
utilizarías en cada uno de estas mezclas:
a)
b)
c)
d)
ʇ
ʇ
granito ___
aluminio ___
Agua y aceite
Azúcar y arena
Agua y alcohol
Agua y sal común.
37.
Se prepara una disolución con 10 g de nitrato de potasio y 15 g de cloruro de potasio en 475 g de
agua. Halla el % en masa de cada componente en la disolución obtenida.
38.
La riqueza de azúcar en las magdalenas es de 51,5%. Calcula la cantidad de azúcar que ingieres al
comer dos magdalenas, si cada una tiene una masa de 60 g.
39.
El suero fisiológico es una disolución acuosa de cloruro de sodio de concentración 9 g/L que se
utiliza a menudo, generalmente para la descongestión nasal.
a) Explica cuáles son los componentes de la disolución.
b) ¿qué significa que la concentración sea de 9 g/L?
c) ¿qué cantidad de sal necesitaríamos para preparar medio litro de suero?
11
40.
Un frasco de colonia indica que tiene un 80% de alcohol. Calcula la cantidad de alcohol necesaria
para preparar 280 mL de colonia.
41.
El vinagre es una disolución de ácido acético en agua al 3% en masa. Determina cuál es el soluto y
cuál el disolvente y halla la cantidad de soluto que hay en 50 g de vinagre.
42.
Una disolución de hidróxido de sodio, contiene 21 g de esa sustancia por cada litro de disolución y
tiene una densidad de 1,05 g/mL. Determina el % porcentaje en masa de dicha disolución.
43.
En los análisis de sangre, se indica como valor normal de la glucosa en sangre el correspondiente al
intervalo entre 70 a 105 mg/L. Si en una muestra se encuentran 2 mg de glucosa en 20 mL de
sangre, ¿estará dentro del intervalo normal en sangre? expresa la concentración en g/L
44.
A partir de la curva de solubilidad del cloruro de potasio. Hallar:
a) la solubilidad de la sal a 45ºC
b) La cantidad mínima de agua a 45ºC que se necesita para
preparar una disolución saturada con 2 Kg de sal.
c) La cantidad de sal necesaria para preparar una disolución
saturada de cloruro de potasio en 250 mL de agua a 65ºC.
45.
Indica
razonadamente
cuál
de
estas
gráficas
corresponde a la solubilidad de un gas y cuál a la de
un sólido. Hallar en el caso del sólido la cantidad del
mismo que se puede disolver en 5 L de agua a 20ºC y la
cantidad que se irá al fondo si la temperatura se reduce a
10ºC.
12
Átomos y moléculas
El átomo es la porción más pequeña de la materia. Demócrito, creía que todos los elementos
deberían estar formados por pequeñas partículas que fueran INDIVISIBLES. Átomo, en griego,
significa INDIVISIBLE. Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito,
indivisibles. De hecho están formados por partículas.
Hacia 1803, el químico inglés DALTON propuso su Teoría
atómica, con estas ideas básicas:
MODELOS ATÓMICOS
Modelo de THOMSON: el átomo es una esfera maciza de carga ­ en la que están incrustados
los electrones como pasas en un pastel y en nº suficiente para neutralizar la carga ­.
Modelo de RUTHERFORD: En el átomo distingue la parte central, el
(unas cien mil veces menor que el átomo) que
contiene los protones y neutrones y la CORTEZA: que ocupa casi todo el volumen
del átomo y está formada por electrones moviéndose alrededor del núcleo.
NÚCLEO: muy pequeño,
Modelo de BHOR: los electrones giran en órbitas circulares alrededor del
núcleo; ocupando las órbitas de menor energía posible (las más cercanas al núcleo).
Modelo ACTUAL: Los electrones no describen órbitas definidas en torno al núcleo sino que se
distribuyen ocupando orbitales, agrupados en niveles de energía. Cada nivel tiene diferentes
tipos de orbitales (s, p, d y f). En los (s) solo caben 2 electrones, en los (p): 8 e-, en los (d): 10 e -….
Configuración electrónica de un elemento:
distribución de los electrones de un átomo en los
diferentes orbitales de cada nivel de energía. El
último nivel ocupado se llama capa de valencia y
los electrones que hay en él, electrones de
valencia, (determinan el comportamiento químico
del elemento). El diagrama indica el orden de
llenado de los orbitales.
IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
Hay más de un centenar de átomos distintos, tantos como elementos. Para
identificar un átomo utilizamos el número atómico, que es el número de
protones del átomo.
Z = Número atómico = número de protones que contiene el núcleo de un
átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.
A = Número másico = nº de protones ­ nº de neutrones del núcleo.
ʇ ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento con igual nº atómico y
distinto nº másico, que solo se diferencian en el nº de neutrones.
ʇ IÓN: átomo con defecto o exceso de electrones. Hay iones positivos
(cationes) y negativos (aniones)
ʇ
MASA ATÓMICA: La masa de un átomo es muy pequeña y
se mide en unidades de masa atómica (u)
La masa atómica de un elemento es la media ponderada, según las abundancias en la Naturaleza, de las
masas de sus isótopos y es la que figura en la Tabla periódica.
13
Actividades
46.
Encuentra en la siguiente sopa de letras, las partes y
partículas del átomo:
47.
Los descubrimientos realizados con posterioridad a la Teoría atómica de Dalton, demostraron que
los átomos no eran tan simples como éste había supuesto. Completa la siguiente tabla:
48.
Analiza los dibujos y completa la tabla:
49.
Señala si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:
50.
Determina la masa en gramos de un átomo de N-14.
Si la masa atómica media del nitrógeno es 14 u y sabemos que está formado por dos isótopos, de
masas 14 u y 15 u, determina el porcentaje de abundancia de cada isótopo en la corteza terrestre.
14
51.
Completa la siguiente tabla:
ʇ ¿qué elementos de la tabla son metales?
ʇ Enumere dos propiedades características de los metales.
ʇ ¿cómo conseguiría el Mg la configuración estable de gas noble?
ʇ ¿qué tipo de enlace se dará entre el Mg y el Cl?; escribe la fórmula del compuesto que resulta y
enumera dos propiedades características del mismo.
52.
Indica razonadamente:
a) ¿se trata de dos isótopos del litio?
b) ¿qué carga adquiere un átomo que tiene 4 p+, 4 e- y 5 no, si pierde dos electrones?
c)
¿qué carga adquiere un átomo que tiene 7 p+, 7 e- y 8 no, si gana tres electrones?
d) ¿Por qué los átomos son neutros, si están formados por partículas con carga eléctrica?
53.
Con las letras de las casillas marcadas encontrarás la respuesta
a esta definición: “Nombre que reciben los átomos de un mismo
elemento que solo se diferencian en el número de neutrones”
15
EL ENLACE QUÍMICO
AGRUPACIONES DE ÁTOMOS
Un elemento es una sustancia pura formada por
átomos iguales. Se representan con un símbolo.
Tantos elementos distintos... es fácil hacerse un lío.
Para evitarlo, se ordenan en la tabla periódica.
¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos de los gases nobles son muy
estables; aparecen en la naturaleza sin
enlazarse con otros átomos, debido a que
tienen su capa de valencia completa con 8 e-.
Los demás átomos quieren ser así de estables,
y para lograrlo deben perder o ganar e- de sus
capas más externas. Los átomos se unen con
otros para lograr la configuración estable de los
gases nobles. Así forman un enlace: unión
entre átomos de forma estable para
formar una sustancia química.
Las propiedades de una sustancia están
condicionadas en gran medida por el tipo de
enlace:
Enlace Iónico:
Se
produce
por
transferencia de edel átomo del metal
al del no metal. Se
forman iones ­ y –
que se atraen y se
agrupan
dando
redes cristalinas, un
cristal iónico.
Enlace Covalente:
Se forma entre dos átomos no metálicos por compartición de epara completar sus capas de valencia. Puede ser sencillo o múltiple
(doble, triple,…) según compartan uno o más pares de e-Hay
sustancias covalentes moleculares y atómicas (cristales covalentes).
Enlace Metálico:
Los metales tienen pocos e- de
valencia y sus cristales están
formados por iones (+) y
electrones. Los e- desprendidos
por todos los átomos entran a
formar parte de un fondo
común, una nube electrónica
que rodea a los iones y los
mantiene unidos.
Actividades
54.
Identifica las siguientes sustancias como elementos o compuestos:
ʇ Dióxido de carbono (CO2)
ʇ Agua oxigenada (H2O2)
Agua (H2O)
Carbono (C)
Oxígeno (O2)
amoniaco (NH3)
oro (Au)
Hierro (Fe)
16
55.
Localiza los elementos cuyos símbolos son: Fe, K, B, Li,
Cu, He, S, Ag, I y Hg
56.
¿cómo están ordenados los elementos en la tabla
periódica actual?
¿Cuántos elementos hay en el segundo período? Escribe
sus nombres y sus símbolos.
57.
Clasifica los siguientes elementos en metales, no metales y gases nobles:
58.
Completa las columnas de la tabla y responde a las preguntas:
ʇ ¿presentan alguna semejanza entre sí estos elementos?
ʇ ¿Pertenecen todos al mismo grupo? ¿A cuál?
59.
Busca el elemento número 15 en la tabla periódica.
ʇ ¿Cuál es su nombre?
ʇ ¿A qué grupo y período pertenece?
ʇ Nombra cuatro elementos que estén en su mismo período
60.
Completa la tabla indicando el modo en
que se agrupan los átomos:
61.
Indica si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:
ʇ La red cristalina de los metales está formada por iones (+) y (-) ___
ʇ El número atómico del H coincide con la posición que ocupa en la tabla periódica ___
ʇ El Xenón (Xe) es un elemento del 6º grupo de la tabla periódica ___
ʇ Los cristales iónicos presentan puntos de fusión bajos ___
ʇ Todos los elementos del grupo 18 son gases que se combinan fácilmente con otros elementos
17
62. La bioquímica
es la parte de la Química que se encarga de estudiar las reacciones y los procesos
que ocurren en los seres vivos. Los elementos químicos que forman la materia viva pueden ser:
a)
b)
c)
d)
63.
Coloca todos estos elementos que forman parte de la materia viva en la tabla periódica.
Colorea de azul los elementos que correspondan a los metales alcalinos y alcalinotérreos.
Colorea en rojo el grupo de los gases nobles.
Colorea en amarillo los metales de transición y en verde los no metales.
Tenemos cuatro sustancias sólidas con
estas propiedades:
Indica qué sustancia es iónica, cuál es un
metal, qué sustancia es covalente
molecular y cuál un sólido covalente
atómico.
Formulación Inorgánica
Los
compuestos
químicos
están
formados por la unión de un número
reducido de átomos que se repiten en la
misma proporción. Una fórmula consta
de letras que simbolizan los átomos que
forman el compuesto y de números que
se escriben como subíndices y que
indican el número de átomos de un
determinado elemento que interviene en
una molécula de dicho compuesto.
VALENCIA: capacidad de un átomo
de un elemento para combinarse con los
átomos de otros elementos y formar
compuestos. La valencia es un número,
positivo o negativo, que indica el
número de electrones que gana, pierde
o comparte un átomo con otro átomo.
NOMENCLATURA:
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química
pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos.
18
Sistemas de nomenclatura que vamos a usar
A) COMPOSICIÓN o estequiométrica : informa sobre los átomos que componen la sustancia
y su proporción, proporción que se indica de tres maneras distintas:
ƒ
ƒ
ƒ
Mediante prefijos multiplicadores (mono, di, tri, …) para entidades sencillas o (bis, tris,
tetrakis, pentakis, …) para entidades complejas. El “mono” es superfluo a menos que se
quiera enfatizar la estequiometria al comparar sustancias relacionadas, no es necesario en
compuestos binarios si no existe ambigüedad. No se pueden eliminar letras, no se puede
decir pentóxido, si pentaóxido.
Fe2O3 trióxido de dihierro
Mediante los números de oxidación, que se escriben entre paréntesis, en nº romanos, al lado del nombre del elemento, sin dejar
espacio. Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación no se indica en el nombre.
Fe2O3 óxido de hierro(III)
Con números de carga, que se escriben entre paréntesis, primero el nº y luego el signo, al lado del nombre del elemento, sin
dejar espacio. Si se escribe el 1. Esta nomenclatura sólo se puede utilizar en compuestos iónicos. Fe2O3 óxido de hierro(3+)
B) SUSTITUCIÓN: El origen de esta nomenclatura son los hidruros no metálicos, que se
nombran como los hidrocarburos con un sufijo. La IUPAC acepta, como no podía ser de otro
modo, los nombres de amoniaco para el NH3 y agua para el H2O, pero no se aceptan los
nombres comunes de fosfina (PH3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3).
Hay nombres de sustancias que no siguen ningún sistema pero que debido al amplio uso son
aceptados. La IUPAC quiere transmitir la idea de que no existe un nombre correcto único y
absoluto para una sustancia. En la medida de que el nombre describe a un compuesto de
forma inequívoca, el nombre es correcto.
x
NORMASGENERALESPARANOMBRARSUSTANCIASEIONESSIMPLES
Las sustancias simples son las que están formadas por una sola clase de átomos. En este grupo se incluyen las sustancias formadas
por un solo elemento, aunque puedan tener más de un átomo:
- los metales (Ag,): se nombran igual que el elemento que los compone: plata.
- los gases monoatómicos (He, Ne …): se nombran como el elemento: helio, neón…
- las moléculas homonucleares (N2, P4): se nombran utilizando el prefijo numeral
que corresponda: dinitrógeno, tetrafósforo, salvo el oxígeno (O2) y el ozono (O3)
que la IUPAC acepta como nombres correctos. Ante la duda, usad el prefijo
numeral, con el que se obtiene un nombre correcto, dioxígeno o trioxígeno.
En cuanto a los IONES, átomos con carga (+): cationes) o (–): aniones.
- Los aniones monoatómicos se nombran con el sufijo –uro al final del nombre
del átomo del que se elimina la última vocal, salvo el del oxígeno, que se
nombra como óxido. La carga del ión se indica con el nº de carga. Cuando no
haya ambigüedad puede omitirse el nº de carga
- Los cationes monoatómicos se nombran usando el nombre del elemento con el
nº de carga entre paréntesis, que no se debe omitir aunque no haya ambigüedad.
COMPUESTOSBINARIOS
Formados por dos tipos de átomos distintos. Para escribir la fórmula, si el nombre está en la nomenclatura estequiométrica los
subíndices coinciden con los prefijos de cantidad, pero si se utilizan nº de oxidación o nº de carga, los subíndices de cada elemento,
deben calcularse.
trisulfuro de dicobalto
óxido de hierro(2+)
cloruro de calcio
El compuesto contiene azufre y
cobalto en la proporción 3:2. El
orden de colocación es primero Co
y luego azufre y la fórmula será:
El compuesto contiene hierro y oxígeno; el anión
óxido tiene carga -2 y el hierro +2, luego para
conseguir que la suma de la parte positiva y
negativa sea cero, la proporción ha de ser 1:1 y la
fórmula es: FeO
Sustancia formada por calcio y cloro; el nombre no
incluye ninguna indicación , ya que no hay
ambigüedad: el anión cloruro tiene carga -1 y el
catión Ca tiene carga +2, la proporción ha de ser 1:2
y la fórmula será: CaCl2
Co2S3
A. Nomenclatura de composición: Se lee la fórmula de derecha a izquierda y la proporción entre los átomos se puede indicar:
¾ mediante prefijos multiplicadores: mono, di, tri, Secuencia: nombre de elemento de la derecha con el sufijo –uro
(salvo el oxígeno que se nombra como óxido), la preposición de y por último el nombre del elemento de la izquierda.
¾ mediante el número de oxidación: la misma secuencia, pero colocando al final del nombre entre paréntesis y en
números romanos el número de oxidación del elemento escrito a la izquierda.
¾ mediante el número de carga: sólo válida para los compuestos iónicos, con lo que debemos estar seguros de que el
compuesto tiene esa naturaleza, por lo tanto no es muy aconsejable. La misma secuencia poniendo después del
nombre de cada elemento, entre paréntesis, la carga del ion en nº arábigo. Recuerda que si no existe ambigüedad, la
carga del anión se puede omitir, pero no se puede hacer lo mismo con la del catión.
: Cuando los elementos tienen un solo
estado de oxidación, no se indica en el
nombre del compuesto.
: NUEVO.
En las combinaciones
binarias del O con los elementos del grupo 17, el O se escribe a la izquierda de la fórmula: OF2 difluoruro de oxígeno o
fluoruro de oxígeno (II)
OCl2 dicloruro de oxígeno o cloruro de oxígeno (-II)
19
: Combinaciones binarias del H: el H actúa con número de oxidación -1 cuando se combina con metales y elementos de los
grupos 13, 14 y 15, mientras que si se combina con los no metales de los grupos 16 y 17 actúa con nº de oxidación +1. Las
disoluciones acuosas de estos compuestos tienen carácter ácido (HIDRÁCIDOS) y se han nombrado tradicionalmente con la
palabra ácido + nombre del elemento con la terminación –hídrico.
La IUPAC desaconseja el uso de este tipo de nombres
que no denotan una composición definida. (No está de más
que los conozcas porque son muy comunes en la bibliografía.
: En las combinaciones de un metal y un no metal (sales
binarias) se nombra primero el no metal terminado en –
uro y luego el metal usando prefijos de cantidad o el nº de
oxidación. NiS sulfuro de níquel o sulfuro de níquel(II)
B. Nomenclatura de sustitución: Considera como compuestos “padres” los hidruros de los grupos 13 al 17, que reciben nombres
específicos. Se admiten nombres comunes: amoniaco (NH3) y agua (H2O)
COMPUESTOSTERNARIOS
Son compuestos que están formados por átomos de tres elementos diferentes.
x
HIDRÓXIDOS: compuestos iónicos formados por el anión (OH)- y un catión metálico. La proporción debe ser la adecuada,
para que el nº de cargas (+) sea igual al de (-) Ÿ se tiene que cumplir que nº de (OH)- = carga positiva del catión.
Para formularlos se escribe primero el símbolo del catión y luego el del hidróxido y se colocan los subíndices siguiendo las
indicaciones de los prefijos multiplicadores; en caso de usar el nº de oxidación o el de carga, se colocan los grupos (OH), necesarios
para que la suma de la parte positiva y la parte negativa sea cero. Si el subíndice del grupo (OH) fuese 1, ni se escribe el número
ni se escribe el paréntesis en la nomenclatura del número de oxidación pero si en la del número de carga.
Para nombrarlos:
x
OXOÁCIDOS:
compuestos
ternarios
formados por un no
metal, oxígeno e hidrógeno. En este nivel solo estudiaremos los oxácidos más importantes:
Actividades
64. Formular los siguientes compuestos:
ʇ óxido de hierro(II)
óxido de calcio
ʇ óxido de plomo(IV)
hidróxido de sodio
ʇ dióxido de silicio
óxido de estaño(II)´
ʇ cloruro de cobalto(III)
hidruro de oro(I)
ʇ dicloruro de pentaoxígeno
óxido de fósforo (III)
ʇ trióxido de azufre
dibromuro de pentaoxígeno
ʇ trihidruro de fósforo
metano
ʇ ácido fluorhídrico
sulfuro de cadmio
ʇ óxido de teluro(IV)
bromuro de magnesio
ʇ hidróxido de cromo(III)
dióxido de carbono
20
65. Completar la siguiente tabla:
Fórmula
N. composición (prefijos)
N. (nº oxidación/nº carga)
Hidróxido de mercurio(I)
O7I2
P2O5
Ni2O3
Trióxido de dialuminio
Sulfuro de potasio
dihidruro de cinc
MgO
dióxido de selenio
CuO
Hidruro de cobalto(III)
Hidruro de cobalto(3+)
FeCl3
Tetrahidruro de plomo
Ag2Se
Hidróxido de sodio
Ioduro de estaño(II)
K2 O
Ba(OH)2
NH3
Cloruro de litio
Ácido sulfhídrico
21
Cantidad de sustancia: el mol
No hay una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo. Por ello los
químicos idearon el concepto de masa relativa y crearon una escala
adoptando como unidad de referencia, unidad de masa atómica u la doceava
parte de la masa del átomo de C-12.
Para facilitar nuestros cálculos medimos la masa de gran cantidad de átomos.
14g, no es la masa de un átomo de N, es la masa de un nº muy grande de
átomos, que es siempre el mismo:
602.000. 000.000. 000.000. 000.000 = 6,02 x 1023
Realmente un número muy grande, que tiene nombre propio, se llama
NÚMERO DE AVOGADRO.
Entonces ahora sabemos que con la masa atómica nos referimos a la masa de
todos esos átomos. Una nueva palabra: MOL
Los huevos se compran por docenas. En 1 docena siempre
hay un número fijo de unidades, sean huevos, manzanas,
pelotas o pasteles, siempre hay 12 huevos, 12 manzanas,
12 pelotas o 12 pasteles.
En Química se utiliza una unidad de cantidad similar a la docena, el MOL. En 1 mol siempre hay un
número fijo de unidades, exactamente 6,02·1023, el número de Avogadro (NA).
22
Actividades
66.
Escribe la fórmula y halla la masa
molecular de las sustancias:
ʇ
óxido de zinc
ʇ
hidróxido de calcio
DATOS: masas atómicas Zn=65;
O=16; Ca=40; H=1
67.
En una pipeta hay 5 mL de agua.
a) Escribe la fórmula del agua y calcula su masa molecular.
b) ¿cuántos moles de agua hay en la pipeta?
c) ¿cuántas moléculas hay en los 5 mL de agua?
d) ¿cuántos átomos de hidrógeno?
DATOS: masas atómicas: H=1; O=16; NA=6,02·1023
68.
Disponemos de 170 g de sulfuro de hidrógeno gas, halla:
a) ¿qué cantidad de sulfuro de hidrógeno H2S, en moles, hay en los 170 g de esa sustancia?
b) ¿cuántas moléculas contienen?
c) ¿cuántos átomos de azufre y de hidrógeno hay en esa cantidad de sustancia?
d) ¿qué volumen ocupan los 170 g de dicho gas en c.n. de presión y temperatura?
DATOS: masas atómicas H=1; S=32; NA = 6,02.1023
69.
Calcula cuantos moles hay en:
a) 1,40 g de nitrógeno (N2)
b) 92 g de dióxido de nitrógeno (NO2)
c) 1,5·1021 moléculas de monóxido de carbono (CO)
d) 112 L de metano (CH4) medidos en c.n. de presión y temperatura.
Datos: masas atómicas N=14; C=12; O=16; NA=6,02·1023
23
Las reacciones químicas
Cualquier material puede sufrir cambios de distinta índole,
unos son físicos y otros químicos. En los primeros no se modifica la
naturaleza del material (movimientos, mezclas o cambios de estado).
Sin embargo en los cambios químicos se produce tal modificación del
material, que la composición de éste no es la misma que al principio
(oxidación de metales, combustión de materiales).
Los cambios químicos se caracterizan por tres aspectos que los diferencian de los físicos, que son:
x
Las sustancias iniciales se transforman en otras de distinta naturaleza.
x
En una reacción química se produce un intercambio
de energía con el exterior, en forma de
calor que se absorbe, o que se desprende
(combustiones).
x
Los cambios químicos, a diferencia de los
físicos, son difíciles de invertir.
Una reacción química no es otra cosa que una recombinación de átomos para formar moléculas nuevas.
En una ecuación química los Reactivos se escriben a la izquierda, los productos a la derecha y en medio una
flecha. Según la ley de conservación de la masa (La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma
de las masas de los productos) el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo antes y después
de la reacción. Una reacción química está AJUSTADA cuando en ambos miembros hay el mismo nº de
átomos de cada elemento.
Es muy importante comprender que NO PODEMOS MODIFICAR UNA FÓRMULA para ajustar una
ecuación. Si se modifica una fórmula ya no se trataría de la misma sustancia química.
La parte de la Química que estudia los cálculos numéricos cuantitativos relativos a las cantidades de las
sustancias que intervienen en una reacción química es la ESTEQUIOMETRÍA.
Los números que van delante de las fórmulas (coeficientes
estequiométricos) indican la proporción en la que
intervienen las moléculas de reactivos y productos en una
reacción química. Los cálculos estequiométricos se
hacen para conocer con precisión las cantidades de las
sustancias que participan en la reacción.
24
Actividades
70.
¿cuáles son las características de un cambio químico?
71.
¿cómo es que a partir del sodio, un metal de color plateado que reacciona violentamente con el
agua y del cloro, un gas tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial,
resulta un compuesto, el cloruro de sodio (la sal de mesa), tan inofensivo que lo comemos todos?
72.
Indica si los siguientes procesos son cambios Físicos o Químicos:
73.
Freír una chuleta
Fundir estaño en la soldadura
Quemar con un mechero una cinta de magnesio
Hinchar un neumático de la bicicleta.
Fermentar cebada para fabricar cerveza.
-
Imantar unos clavos de hierro
Oxidación del casco de un barco.
Encender una cerilla
Fabricar un yogur
Rallar el pan.
Ajusta las siguientes reacciones químicas:
ʇ BaCl2 (ac) + H2SO4 (ac) ĺ BaSO4 (ac) + HCl (ac)
ʇ PbO (s) + C (s) ĺ CO2 (g) + Pb (s)
ʇ KClO3 (s) ĺ
KCl (s) + O2 (g)
ʇ C2H2 (g) + O2 (g) ĺ
ʇ CO (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g)
CO2 (g)
ʇ Al (s) + S (s) ĺ Al2S3 (s)
ʇ CH4O (l) + O2 (g) ĺ
CO2 (g) + H2O (g)
ʇ Na (s)+ H2O (l) ĺ NaOH (ac) + H2 (g)
ʇ Fe2O3 (s) +
ʇ HCl (ac) +
74.
C (s)
Fe (s) + CO2 (g)
Mg(OH)2 (ac)
Dada la reacción: N2
(g)
+ H2
(g)
MgCl2 (s) + H2O (l)
ĺ NH3
(g)
a) Ajusta la reacción.
b) Explica el significado de la reacción ajustada.
c) Justifica desde el punto de vista atómico que se cumple la ley de conservación de la masa.
75. En la siguiente tabla completa los huecos respecto a las cantidades señaladas para la reacción de
descomposición del agua en oxígeno e hidrógeno.
H2O (l)
18 g
producen
33,3 g
producen
H2 (g)
2g
+
O2 (g)
16 g
29,6 g
10 g
25