RECUPERACIÓN FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO. …janavarro.iespadremanjon.es/images/pendientes3eso/PendienteFQ3eso... · mediante fórmulas. Física y Química 3º ESO Pendiente Primer

Física y Química 3º ESO Pendiente Primer Trimestre - 1 -

RECUPERACIÓN FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO. PRIMER TRIMESTRE:

TEMA 1. LA CIENCIA. MAGNITUDES Y UNIDADES

CONCEPTOS ELEMENTALES:

Magnitud: Toda aquella propiedad o característica de los cuerpos que se puede medir.

Medir: Comparar el valor de una cantidad con otra que tomamos como referencia (unidad de medida).

Unidad: Cantidad que tomamos como referencia para medir. Debe ser Universal (conocida y aceptada por todos) ,

fácilmente reproducible (que se puedan hacer copias), e invariable.

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES.

Como puedes ver en estas viñetas, las unidades que se usaban antiguamente presentaban muchos problemas para

su utilización, ya que no eran universales, y variaban de un país a otro.

En España, desde 1967, es de aplicación legal el llamado Sistema Internacional de Unidades (S.I.). Fue

adoptado en la conferencia General de Pesas y Medidas de París, en 1960.

Las Unidades pertenecientes al S.I., para las magnitudes fundamentales son:

MAGNITUD UNIDAD SÍMBOLO

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

Tiempo segundo s

Temperatura kelvin K

Intensidad de corriente amperio A

Intensidad luminosa candela cd

Cantidad de sustancia mol mol

Ángulo radián rad

Existen múltiplos y submúltiplos de estas unidades, que se indican mediante prefijos. Los más usados son:

Tera: T = 1012

kilo: k = 103

deci: d = 10-1

micro: µ = 10-6

Giga: G = 109

hecto: h = 102

centi: c = 10-2

nano: n = 10-9

Mega: M = 106

deca: da = 101

mili: m = 10-3

pico: p = 10-12

Por ejemplo: 4 Gm = 4 ·109

m ; 7 ns = 7 ·10-9

s ; 80 kA = 80 ·103

A ; 1,3 µg = 1,3 ·10-6

g

Como ves, sólo se sustituye el prefijo, la unidad permanece.

El resto de las magnitudes físicas se denominan magnitudes derivadas, y se obtienen a partir de éstas

mediante fórmulas.


LONGITUD: Distancia entre dos puntos, o entre los extremos de un cuerpo.

Su unidad en el S.I es el metro (m). Para poder expresar más

cómodamente cantidades mucho más grandes o mucho más pequeñas que 1

m, se utilizan múltiplos y submúltiplos. Los más usados son los que aparecen

en la tabla.

Una unidad muy usada en biología, para expresar el tamaño de las

células y los microorganismos es el micrómetro o micra (m). 1 m = 10-6

m.

SUPERFICIE (ÁREA): Parte de un cuerpo que está en

contacto con el exterior.

La unidad para medir superficies debe ser,

lógicamente, la superficie de algo conocido. Se toma como

unidad en el S.I., la superficie de un cuadrado que tenga 1 m

de lado. Así, dicha área será igual a S = L · L = 1 m · 1 m =

1 m2

Los múltiplos y submúltiplos del m2

son los que

aparecen en la tabla. Hay que tener en cuenta que ahora, al

pasar de una unidad a otra, cada salto que demos hay que

multiplicar o dividir por 100.

Ejemplos:

3 m2

a dm2

: 3 m2

= 3 (10 dm)2

= 3 · 100 dm2

= 300 dm2

5 cm2

a dm2

: 5 cm2

= 5 (0,1 dm)2

= 5 · 0,01 dm2

= 0,05 dm2

VOLUMEN: Espacio que ocupa un cuerpo.

Tal y como hemos visto con la superficie, se escoge como unidad en el S.I. el volumen de un cubo de 1 m de

lado. Su volumen será V = L3

= (1 m)3

= 1 m3

Como vemos en la tabla, al cambiar de una unidad de

volumen a otra, en cada salto debemos multiplicar o dividir

por 1000.

Otras unidades:

Litro: 1 l = 1 dm3

= 1000 cm3

Mililitro: 1 ml = 1 cm3

¿CÓMO SE CALCULA EL VOLUMEN DE UN CUERPO?

Para cuerpos regulares, existen fórmulas matemáticas que nos permiten calcular el volumen, conociendo las

dimensiones del cuerpo.

LONGITUD

Kilómetro km

Hectómetro hm · 10

Decámetro dam

Metro m

Decímetro dm 10

Centímetro cm

Milímetro mm

SUPERFICIE

Kilómetro cuadrado km2

Hectómetro cuadrado hm2 ·100

Decámetro cuadrado dam2

Metro cuadrado m2

Decímetro cuadrado dm2 100

Centímetro cuadrado cm2

Milímetro cuadrado mm2

1 m1 m

VOLUMEN

Kilómetro cúbico km3

Hectómetro cúbico hm3 ·1000

Decámetro cúbico dam3

Metro cúbico m3

Decímetro cúbico dm3 1000

Centímetro cúbico cm3

Milímetro cúbico mm3

3LV hrV 2

3

34 rV cbaV


Para medir volúmenes de líquidos y sólidos en granos muy finos se

utiliza un recipiente graduado llamado probeta (como las del dibujo de la

derecha). No se pueden calentar ni verter en ella líquidos calientes .

Para cuerpos de forma irregular, un procedimiento de calcular su

volumen aproximado consiste en sumergirlo en un recipiente graduado con agua.

Lo que suba el nivel de agua será el volumen del cuerpo.

MASA: Cantidad de materia que tiene un cuerpo. La medimos con la balanza.

La unidad de masa usada en el S.I. es el kilogramo (kg). También es

muy usada un submúltiplo del kg: el gramo (g). En la tabla de la derecha

aparecen los múltiplos y submúltiplos del gramo.

Una unidad usada para grandes masas es la tonelada (t): 1 t = 1000 kg

Para pesar en la balanza un líquido (o un sólido en granos finos) éste

debe estar en un recipiente. Por lo tanto, debemos conocer previamente la masa

del recipiente, para poder restarla.

DENSIDAD: ( d )

Supongamos que alguien nos dice: "El hierro es más pesado que el corcho"· A primera vista, podría parecernos

que es cierto, y evidente. Sin embargo, la frase anterior no es correcta. Por ejemplo: un saco grande lleno de corcho

pesará mucho más que una puntilla de hierro. Tal vez, lo que nos estaban intentando decir es que si tenemos dos trozos

de hierro y de corcho del mismo tamaño (del mismo volumen), pesará más el de hierro. Pero ya estamos incluyendo

una variable más, el volumen. Sería mucho más corto (y correcto), decir: "El hierro es más denso que el corcho".

El ejemplo anterior nos puede dar una cierta idea del concepto que nos ocupa en este apartado del tema: la

DENSIDAD. Lo primero que podemos extraer es que relaciona a otras dos magnitudes: la masa y el volumen. Y para

poder comparar las sustancias entre sí, nos tenemos que poner de acuerdo en qué volumen de la sustancia vamos a

tomar. Lo más fácil es escoger una unidad de volumen: el cm3

(o el m3

, en el S.I).

La densidad, entonces, nos va a indicar qué cantidad de materia (masa) hay en 1 cm3 de la sustancia.

Así, el agua tiene una densidad de 1 g/cm3

, es decir, cada cm3

que cojamos de agua tendrá una masa de 1 g.

Para el hierro, cada cm3

de hierro tiene una masa de 7,8 g. (d = 7,8 g/cm3

)

Podemos expresar lo anterior de otra forma: si la densidad del hierro es mayor que la del agua, eso quiere decir

que hay más materia en 1 cm3

de hierro que en 1 cm3

de agua. O sea, la materia está más concentrada en el hierro que

en el agua.

La densidad nos indica lo concentrada que está la materia en una sustancia.

Para poder hacer cuentas y resolver problemas, necesitamos una expresión, una fórmula, que nos relacione la

densidad con la masa y el volumen. Vamos a verla con un ejemplo:

Un trozo de cobre de 10 cm3 tiene una masa de 89 g. Para saber su densidad, tendremos que calcular cuántos

g pesa 1 cm3. ¿Qué operación hacemos? Pues dividir los 89 g entre los 10 cm

3 que tenemos:

En resumen, para calcular la densidad, dividimos la masa del cuerpo por su volumen.

La expresión que utilizamos es

Despejando de la expresión anterior obtenemos otras dos para

poder calcular la masa o el volumen de un cuerpo a partir de la densidad:

3

3/9,8

10

89cmg

cm

g

V

md La unidad de densidad será el g/cm

3

.

Se lee "gramos por cada centímetro cúbico"

dVm

d

mV

MASA

Kilogramo kg

Hectogramo hg · 10

Decagramo dag

Gramo g

Decigramo dg 10

Centigramo cg

Miligramo mg


¿Depende la densidad de la cantidad de sustancia que tengamos?

Al ver la expresión d = m/V, nos puede parecer que la densidad depende de si el

trozo de sustancia que tenemos es más grande o más pequeño. Pero no es así. La densidad

nos decía cuánto pesaba cada cm3

de la sustancia, y para eso nos da igual que tengamos 2,

4, o 1000 cm3

, lo que nos importa es lo que pesa uno. Así, aunque una viga de hierro pese

2000 kg, cada cm3

de esa viga pesará 7,8 g; y también cada cm3

de un tornillo de hierro

pesará 7,8 g.

La densidad de una sustancia NO depende de la cantidad de sustancia que tengamos.

La densidad de una sustancia depende del tipo de sustancia que tengamos (hierro, madera,

agua, etc). Es una propiedad característica de esa sustancia.

TEMPERATURA (T):

Normalmente usamos la palabra temperatura asociada al hecho de que haga calor o frío, o a que alguien tenga

fiebre. Sin embargo, el calor o el frío son sólo sensaciones, y dependen mucho de quien las sienta. La definición de

temperatura es algo más complicado, y en este curso nos conformaremos con decir que:

La temperatura nos indica el nivel de energía interna que tiene un cuerpo. Si tenemos dos cuerpos en contacto,

pasará energía desde el que está a más temperatura hasta el que está a menos temperatura, hasta que se igualen. (Es lo

que ocurre cuando decimos que algo está caliente: está a mayor temperatura que nuestro cuerpo y nos da energía. Y lo

inverso cuando está frío: es nuestro cuerpo el que está a mayor temperatura y pierde energía al dársela al otro cuerpo).

La temperatura se mide con unos aparatos llamados termómetros.

Actualmente existen termómetros de diversos tipos: de mercurio, de resistencia

eléctrica, termopares...

Para medir la temperatura se utilizan escalas: la más utilizada es la Escala

Celsius o Escala Centígrada (ºC). Los puntos de referencia (el 0 y el 100 de la

escala), se han escogido en procesos que ocurren a temperatura constante: la

congelación y la ebullición del agua. Así, se dice que la T.F. del agua es de 0 ºC, y su

T.E. es de 100 ºC.

En el Sistema Internacional de unidades se utiliza la Escala Kelvin o

Escala Absoluta. La unidad en esta escala es el Kelvin (K). El punto de referencia

escogido en esta escala es la temperatura más baja que se puede alcanzar: - 273 ºC

= 0 K.. El tamaño de un Kelvin es el mismo que el de un grado centígrado.

Para pasar una temperatura de ºC a K se usa la siguiente expresión:

TIEMPO (t)

La unidad utilizada por el Sistema Internacional (S.I.) para medir el tiempo es el segundo (s).

Si queremos expresar un tiempo en unidades del S.I., habrá que pasarlo a segundos.

Otras unidades muy usadas son horas y minutos: 1 h = 60 min = 3600 s

DENSIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS (g/cm3)

SÓLIDOS (20ºC) LÍQUIDOS (20 ºC) GASES (0ºC, 1 atm)

Osmio 22,5 Mercurio 13,6 Cloro 0,00317

Iridio 22,4 Glicerina 1,6 Oxígeno 0,00143

Platino 21,5 Agua 1,0 CO2 0,00196

Oro 19,3 Aceite 0,92 Aire 0,00129

Plomo 11,3 Benceno 0,9 Nitrógeno 0,00125

Cobre 8,9 Alcohol 0,8 Helio 0,00018

Hierro 7,9 Hidrógeno 0,00009

Aluminio 2,7

Vidrio 2,6

Magnesio 1,7

Madera 0,4 -0,6

En la tabla de la derecha, vemos que las

densidades están dadas para ciertos

valores de temperatura y presión. Para

sólidos y líquidos, apenas depende de estos

factores, pero para los gases la densidad

varía mucho con la temperatura y la

presión. Hay que indicar entonces estos

valores, como aparece en la tabla.

273)(º)( CTKT

Estos dos bloques de corcho

tiene diferente volumen y

diferente masa, pero al ser

de la misma sustancia,

tienen la misma densidad.


TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR (TCM):

Hasta ahora, en este tema hemos estudiado qué es la materia y qué características podemos medir en ella.

Ahora bien, ¿cómo está constituida la materia? Por ejemplo, un trozo de hierro: vemos que es compacto, sin

huecos. Si lo miramos con una lupa, sigue teniendo el mismo aspecto. Pero, ¿y si seguimos aumentando? ¿Y si

tuviéramos un microscopio tan potente que pudiéramos aumentar todo lo que quisiéramos? Esa estructura microscópica

de la materia es lo que vamos a estudiar en este apartado.

Exp.1 Supongamos una jeringa herméticamente cerrada, con

un tapón en el orificio. Si empujamos el émbolo, vemos que el aire del interior se puede comprimir. Al soltar, el émbolo vuelve a su posición inicial. El aire recupera su volumen. No se ha escapado. ¿Cómo es posible esto? La única explicación es que el aire está formado por pequeñas partículas, con mucho espacio vacío entre ellas. Así, al comprimir, las partículas se juntan.

Exp.2 Algunas reacciones químicas producen gases que podemos ver. Si

hacemos reaccionar cobre con ácido nítrico en el matraz A, vemos que se forma un gas de color naranja que, sin que nadie lo mueva, se expande hasta ocupar todo el recipiente, y circula por el tubo hasta llenar el recipiente B. ¿Cómo puede mezclarse este gas con el aire? Las partículas del gas naranja se introducen en el espacio vacío que hay entre las partículas del aire. ¿Quién mueve al gas para que pase al otro recipiente? Nadie, las partículas están SIEMPRE EN CONTINUO MOVIMIENTO, y se mueven de un recipiente a otro.

Con experiencias como esta y otras más complejas, los científicos, ya en el s. XIX, consiguieron descubrir cómo

está formada la materia a nivel microscópico. Y todo esto a pesar de que las moléculas no han conseguido verse al

microscopio hasta finales de este siglo, y eso sólo en casos muy concretos.

La teoría que recoge esos descubrimientos se denomina TEORÍA CINÉTICO- MOLECULAR (TCM). Las

ideas fundamentales de esta teoría son:

- La materia (cualquier sustancia) está formada por partículas microscópicas, llamadas moléculas.

- Cada sustancia tiene su propio tipo de molécula. Todas las moléculas de la misma sustancia son iguales

entre sí. Sustancias diferentes tendrán moléculas diferentes.

- Las moléculas están en continuo movimiento. La velocidad a la que se mueven depende de la temperatura

(A mayor temperatura, mayor velocidad de las moléculas).

- Entre molécula y molécula no hay nada (espacio vacío)

- Entre las moléculas existen fuerzas de unión. Según lo intensas que sean estas fuerzas, la sustancia será

sólida, líquida o gaseosa.


ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA:

Sabemos que la materia (es decir, cualquier sustancia) puede encontrarse en

tres estados de agregación: sólido, líquido o gas, dependiendo de algunos factores

como la temperatura o la presión.

Así, podemos encontrar agua en estado sólido (hielo), líquido o gas (vapor

de agua); hierro sólido o líquido (en las fundiciones), aire gas o líquido (en las

botellas de los submarinistas), e incluso roca líquida en los volcanes.

Recordamos brevemente las características de estos estados:

¿CÓMO EXPLICA LA TCM LAS CARACTERÍSTICAS DE SÓLIDOS, LÍQUIDOS Y GASES?

Sabemos que toda sustancia está formada por moléculas microscópicas en continuo movimiento.

Pensemos en el agua. Ya sea en estado sólido, líquido o gas, sigue siendo agua, y sus moléculas serán las

mismas aunque el hielo se derrita o el agua se evapore. ¿Qué es o que cambia entonces? La unión entre las moléculas.

En un SÓLIDO, las fuerza de unión entre las moléculas es muy intensa. Están fuertemente unidas.

Esto hace que las partículas se puedan mover poco. Únicamente pueden vibrar en el hueco

que le dejan las demás moléculas.

En un LÍQUIDO, las moléculas están unidas más débilmente que en los sólidos. Esto hace que

estas moléculas se puedan mover algo más, desplazándose por todo el líquido. Debido a

esta movilidad, los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene.

En un GAS, las moléculas están libres, sin unión entre ellas. Pueden moverse con total libertad en

todas las direcciones del espacio. Por eso el gas tiende a ocupar todo el volumen del

recipiente que lo contiene, y si abrimos dicho recipiente, se escapará por toda la habitación.

CAMBIOS DE ESTADO:

Una misma sustancia puede pasar de un estado a otro al cambiar la temperatura o la presión. Recordamos los

nombres de estos cambios de estado:

SÓLIDO LÍQUIDO SÓLIDO

LÍQUIDO GAS GAS

Considerando la presión atmosférica normal, estos cambios de estado ocurren a una temperatura determinada.

Por ejemplo, el agua funde (o se congela) a 0 ºC, y entra en ebullición a 100 ºC, independientemente de la cantidad de

agua que tengamos (eso sí, tardará más o menos tiempo). Podemos definir entonces estos dos conceptos:

En realidad se conocen

actualmente cinco estados de

agregación. A los ya conocidos

sólido, líquido y gas, hay que

añadir un estado que ocurre sólo

a temperaturas extremadamente

altas, de millones de grados,

denominado PLASMA; y otro

estado que ocurre sólo a

temperaturas bajísimas, muy

próximas a 0 K, y que se llama

CONDENSADO DE BOSE-

EINSTEIN. Como su estudio es

muy complicado y no aparecen en

la experiencia cotidiana, nos

ocuparemos sólo de los tres más

conocidos.

SÓLIDO LÍQUIDO GAS

Masa Masa propia Masa propia Masa propia

Volumen Volumen propio Volumen propio El del recipiente

Forma Forma propia La del recipiente La del recipiente

Solidificación Fusión Condensación

Licuación

Ebullición

Evaporación Resublimación Sublimación


TEMPERATURA DE FUSIÓN (T.F.) (P.F.): Temperatura a la que

en una sustancia se produce el cambio de estado de sólido a líquido, o

de líquido a sólido.

Mientras se produce el cambio de estado la temperatura

permanece constante (por ej., mientras el hielo esté

derritiéndose, la temperatura se mantendrá en 0 ºC, y no

aumentará hasta que no se haya derretido todo el hielo.

TEMPERATURA DE EBULLICIÓN (T.E.) (P.E.): Temperatura a

la que en una sustancia se produce el cambio de estado de

líquido a gas, o de gas a líquido.

Mientras se produce el cambio de estado la temperatura

permanece constante.

Cada sustancia tiene sus T.F. y T.E. propias. En la tabla

aparecen las de algunas sustancias comunes. De hecho, calculando en

una experiencia cualquiera de estas temperaturas, podremos averiguar

de qué sustancia se trata.

¿Qué diferencia existe entre evaporación y ebullición?

Pudiera parecer que estas dos palabras, que se refieren a pasar de líquido a gas, significan lo mismo. De hecho,

muchas veces, cuando el agua hierve, decimos que se evapora. Esto es incorrecto, ya que evaporación y ebullición

son dos procesos distintos.

Un líquido entra en ebullición (hierve), cuando, al calentarlo, alcanza su Temperatura de Ebullición (es decir,

la ebullición ocurre a una temperatura determinada). Al llegar a esa temperatura, entra en ebullición todo el líquido,

comenzando por la parte más cercana al foco de calor.

La evaporación ocurre a cualquier temperatura (a

temperatura ambiente). Un charco de agua se seca tanto en

verano como en invierno, y desde luego el agua no se pone a 100

ºC (no hace falta calentar el líquido para que se evapore). No pasa

a gas todo el líquido sino sólo la capa superficial en contacto con el

aire. Lo que ocurre es que las moléculas del líquido están en

continuo movimiento y puede suceder que algunas de las

moléculas que estén en la superficie rompan su unión con las otras

y escapen a la atmósfera. Tendremos entonces un gas.

¿Qué diferencia existe entre condensación o licuación?

Pudiera parecer que estas dos palabras, que se refieren a pasar de gas a líquido, significan lo mismo. Pero hay una

diferencia.

La condensación ocurre al bajar la temperatura. Es el caso del vapor de agua que empaña un vaso frío, o cuando el

espejo del baño se empaña cuando nos duchamos.

La licuación ocurre al comprimir al gas, al someterlo a altas presiones. Así se consigue que el butano de una bombona

esté líquido, o el "gas" de un mechero, o el oxígeno de las bombonas de los hospitales, o las bombonas de aire licuado

que usan los submarinistas.

¿Qué es la dilatación y cómo la explica la TCM?

La dilatación es el aumento de volumen (de tamaño) de un cuerpo al aumentar su temperatura. Es lo que le ocurre al

mercurio de un termómetro, al aire caliente de un globo, o a las carreteras, edificios y vías del tren en verano, por eso

hay que dejar juntas de dilatación. Lo opuesto a dilatación es la contracción, donde disminuye el volumen al enfriar.

Explicación, según la TCM: Al aumentar la temperatura, las partículas se mueven más rápido, chocando más entre ellas,

con lo que se acaban separando. Como consecuencia, el volumen aumenta.

Temperaturas de fusión y ebullición de algunas sustancias

T.F (ºC) T.E. (ºC)

Agua 0 100

Alcohol - 114,4 78,4

Amoníaco - 85 - 40

Aluminio 660 2060

Benceno 5,5 80,1

Butano - 138 - 0,5

Cobre 1083 2600

Glicerina - 40 290

Hierro 1539 2740

Mercurio - 38,9 357

Nitrógeno - 210 - 196

Oro 1063 2965

Oxígeno - 218 - 183

Plomo 327,6 1744

Wolframio 3410 5927


TEMA 2: EL ÁTOMO.

MODELOS ATÓMICOS:

Desde la antigüedad han ido evolucionando las ideas sobre la constitución de la materia. En la Grecia clásica

compitieron dos creencias: frente a los que creían que la materia podía dividirse indefinidamente, estaban los atomistas,

como Demócrito, que defendían que existía algo indivisible (átomo) que era la base de la estructura de la naturaleza.

MODELO ATÓMICO DE DALTON

En 1808, John Dalton, como consecuencia de su hipótesis atómica, propone un

modelo sencillo para el átomo. Supone que el átomo es totalmente indivisible, sin

estructura interna ni carga eléctrica. Los átomos de los distintos elementos químicos

se diferenciarían en su masa y tamaño.

El modelo de Dalton explica las reacciones químicas (al chocar las moléculas, los

átomos que las componen se separan y se unen de otra forma, dando lugar a

moléculas diferentes), pero no explica los fenómenos eléctricos, ya que su modelo

no incluye cargas eléctricas.

MODELO ATÓMICO DE THOMSOM

En 1897, Joseph John Thomsom descubre una partícula con carga negativa,

que está presente en todos los átomos, y que es responsable de los fenómenos

eléctricos: el electrón ( e-

). Por tanto, incluye esta partícula dentro de la estructura

del átomo. Su modelo es conocido con el nombre del "pastel de pasas": consiste en

una esfera maciza (pero poco densa) de carga positiva, con electrones incrustados.

La carga de la esfera positiva compensa la carga negativa de todos los electrones.

Este modelo explica, además de las reacciones químicas, los fenómenos eléctricos.

Pero no explica la estructura interna del átomo.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

E. Rutherford, en 1911, bombardeando una muy fina lámina metálica (de oro)

con partículas alfa, descubre que:

- La inmensa mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse.

- Algunas partículas se desvían mucho, incluso rebotan hacia atrás, como si

chocaran contra algo muy denso.

Como consecuencia de estos resultados llega a la conclusión de que el átomo es en

su mayor parte espacio vacío. Casi toda su masa está concentrada en su núcleo,

de tamaño muy pequeño y carga positiva.

Rutherford idea entonces el llamado "modelo planetario". Supone que el núcleo es

algo compacto, muy denso, sin estructura interna. Los electrones, en la corteza

exterior, dan vueltas alrededor del núcleo, a distintas distancias.

Posteriormente, el propio Rutherford descubre el protón (p+

) y J. Chadwick el

neutrón ( n ), partículas que componen el núcleo. N. Bohr descubre que los

electrones en la corteza están distribuidos en capas. Este modelo planetario, que

incluye un núcleo con protones y neutrones, y una corteza con electrones, se sigue

conociendo como modelo de Rutherford ampliado. Es el que usaremos en este

tema.

Actualmente se estudia la estructura de los protones y neutrones, descubriéndose

que están formados por partículas más pequeñas, los quarks. Hasta ahora, los

quarks, junto con los electrones, sí parecen partículas fundamentales…


Según el modelo de Rutherford ampliado, existen tres partículas más pequeñas dentro

del átomo: protones, electrones y neutrones.

En todo átomo se distinguen dos partes:

Núcleo: - Es la parte central del átomo.

- Su tamaño es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 10.000

veces más pequeño)

- Casi toda la masa del átomo (el 99,95 %) está concentrada en él.

Podemos decir que la masa del núcleo es aproximadamente la

masa del átomo

- Contiene en su interior dos tipos de partículas:

Protones ( p+

) Carga + , Masa ~ 1 uma

Neutrones ( n ) Carga neutra , Masa ~ 1 uma

Corteza: - Rodea al núcleo. En su inmensa mayoría es espacio vacío (por eso

tiene tan poca masa).

- En ella están los electrones, dando vueltas a gran velocidad

alrededor del núcleo, como los planetas alrededor del Sol

Electrones ( e-

) Carga - Masa ~ 1/1800 uma

- Los electrones están distribuidos en capas, a diferentes distancias

del núcleo.

El número de partículas que haya de cada tipo nos dirá de qué elemento se

trata y qué características tiene

NÚMERO ATÓMICO , NÚMERO MÁSICO , NÚMERO DE NEUTRONES:

Son números que nos dan información sobre las características del átomo:

Número atómico ( Z ): Número de protones del núcleo. Caracteriza al elemento químico. Todos los átomos del

mismo elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno

tienen 8 protones (Z = 8). Pueden tener más o menos electrones, o neutrones, pero siguen siendo de oxígeno.

Número de neutrones ( N ): Es variable, pueden existir átomos del mismo elemento con más o menos neutrones. N

suele ser igual o mayor que Z.

Número másico ( A ): A = Z + N número total de partículas que hay en el núcleo. Nos indica la masa

aproximada del átomo, en uma.

Estos números se suelen representar acompañando al símbolo del elemento, de esta forma:

Isótopos: Dos átomos se dice que son isótopos cuando tienen igual número de protones ( = Z, es decir, pertenecen al

mismo elemento) pero su número de neutrones es diferente (lo que hace que A sea distinto y, por tanto, su

masa también)

Ejemplo: son isótopos estos pares de átomos

12

6C y

14

6C : ambos átomos tienen 6 protones, pero el primero tiene 6 neutrones y el segundo 8.

235

92U

238

92U :

1

1H

2

1H :

Para hacernos mejor idea del

tamaño del átomo, veámoslo con un

ejemplo: Imaginemos que un átomo

tuviera el tamaño de un campo de

fútbol. A esa escala, el núcleo sería

una canica (una bolita de 1 cm)

puesta en el centro. Los electrones

serían cabecitas de alfiler (y pocas)

dándole vueltas a distintas

distancias. El resto (es decir,

prácticamente todo) sería espacio

vacío.


ÁTOMOS NEUTROS E IONES:

Los átomos de un mismo elemento tienen todos el mismo número de protones en el núcleo (el que indica el

número atómico, Z), pero pueden tener distinto número de electrones en la corteza. Como los protones tienen

carga positiva, y los electrones carga negativa, la carga total del átomo se calcula sumando los dos tipos de

partículas (se suman como números enteros que son).

Un ejemplo: un átomo de oxígeno (Z = 8), que posee 8 protones en el núcleo, y que tenga 10 electrones en la

corteza.

Carga positiva: 8 Carga negativa: - 10 Carga total: 8 + (- 10) = - 2

CARGA = Nº PROTONES - Nº ELECTRONES

Un átomo se dice que es neutro cuando su carga total es cero. Es decir, cuando su nº de protones del núcleo es

igual al nº de electrones de la corteza.

Un átomo será un ión cuando su carga total no sea cero. Podrá tener carga total positiva o negativa.

Si el nº de e-

es mayor que el de p+

carga total negativa ión negativo Anión

Si el nº de e-

es menor que el de p+

carga total positiva ión positivo Catión

La carga total del átomo se representa junto a A y Z, de esta forma:

( si es neutro no se pone nada)

Por ejemplo, un átomo de hierro ( Z = 26), que tiene 26 protones y además tenga 30 neutrones en el núcleo y

24 electrones en la corteza, será: Z = 26 , N = 30 , A=Z+N= 56 , y como tiene 26 cargas + y 24 cargas - , la

carga total será de 26 + (-24) = +2 Será un catión. El átomo se representará 56

26Fe

+2

.

MODELO DE BÖHR

En 1913 el científico danés Niels Böhr explicó cómo están distribuidos los electrones en la corteza del átomo.

- Los electrones están distribuidos en capas, a diferentes distancias del átomo. Las

capas van numeradas desde n = 1 (la más cercana al núcleo) hasta n = 7 (la más

lejana)

- El nº máximo de electrones que puede haber en una capa viene dado por la fórmula

2·n2

En la primera capa: 2 e-

como máximo

En la segunda capa: 8 e-

como máximo

En la tercera capa: 18 e-

como máximo

- En la última capa de un átomo habrá siempre como máximo 8 electrones.

El número de electrones que posee un átomo de un elemento químico en su última capa puede obtenerse fácilmente a

partir del grupo en que se encuentra.

Grupo 1: 1 e-

en su última capa Grupo 2: 2 e-


en su última capa

Grupo 14: 4 e-



en su última capa

Grupo 17: 7 e-


en su última capa


ACTIVIDADES:

1. Explica suficientemente los siguientes conceptos:

Magnitud física

Unidad:

Masa

Volumen

Densidad

Temperatura de fusión

Temperatura de ebullición

2. Escribir las magnitudes fundamentales y sus unidades en el Sistema Internacional.

3. Cambio de unidades:

4. Expresar estas cantidades en notación científica (sustituyendo previamente los prefijos):

67,4 Mg 100 ps:

6780 nm 0,005 Gs

43,2 mg 1530 ns:

0,67 m 0,03 Ts

5. Llenamos dos recipientes de igual tamaño con agua y

limaduras de cobre.

a) ¿Qué recipiente pesará más? ¿Por qué?

b) ¿Qué sustancia ocupará mayor volumen?

¿Por qué?

c) ¿Cuánto pesará un trozo de cobre, cúbico, de 2 cm de

lado?

6. Tenemos un recipiente con 125 g de agua pura. ¿Qué

volumen ocupa el agua?

7. a) Calcula la masa del cuerpo de la figura, sabiendo que es de aluminio.

b) Cortamos un trozo del objeto anterior, y al ponerlo en la balanza, marca 0,125 kg. ¿Qué

volumen ocupa ese trozo? ¿Cuál será su densidad?

DENSIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS (g/cm3)

SÓLIDOS (20ºC) LÍQUIDOS (20 ºC) GASES (0ºC, 1 atm)

Osmio 22,5 Mercurio 13,6 Cloro 0,00317

Iridio 22,4 Glicerina 1,6 Oxígeno 0,00143

Platino 21,5 Agua 1,0 CO2 0,00196

Oro 19,3 Aceite 0,92 Aire 0,00129

Plomo 11,3 Benceno 0,9 Nitrógeno 0,00125

Cobre 8,9 Alcohol 0,8 Helio 0,00018

Hierro 7,9 Hidrógeno 0,00009

Aluminio 2,7

Vidrio 2,6

Magnesio 1,7

Madera 0,4 -0,6

0,3 mm a m:

35 cm2

al S.I:

1,38 dam2

a cm2

:

10000 cm3

al S.I.:

3 l. a cm3

:

0,44 m3

a cm3

:

2,04 g al S.I:

2500 cg a g:

2,5 ml. a cm3

:

450 ml. a dm3

:

0, 25 m2

a cm2

:

300 g a kg:

4,5 ha. al S.I:

95,3 cm3

a dm3

:

2 m3

a l.:

7 km al S.I:

358,9 cm2

a dm2

:

0,038 kg a g:

31,12 m3

a ml.:

30 cm3

al S.I:

3,7 dm3

a cm3

:

27 ºC al S.I:

-15 ºC al S.I:

283 K a ºC

180 K a ºC

0ºC a K:

2,5 horas al S.I:

1 día al S.I


8. Un recipiente de 250 ml de capacidad y 100 g de masa, está herméticamente cerrado, y contiene en

su interior aire y una bola de hierro de 75 cm3

y de 0,585 kg de masa.

a) ¿Qué espacio ocupa la bola?

b) ¿Qué espacio ocupa el aire?

c) Calcula la densidad del hierro a partir de esta experiencia.

d) Calcula la densidad del aire, sabiendo que la masa total es de 685,227 g.

9. Con una balanza determinamos la masa de una probeta que contiene 100 ml de agua, resultando ser

de 350 g. Después introducimos un cuerpo en el agua, con lo que el nivel sube hasta 150 cm3

, y volvemos a determinar

la masa del conjunto, que resulta ser de 725 g. Calcular:

a) El volumen del cuerpo b) La masa del cuerpo d) La densidad del cuerpo.

10. a) Calcular el volumen de un trozo de aluminio de 50 g. (mirar la densidad en la tabla)

b) Calcular la masa de un trozo de cobre de 5 dm3

. (d=9 g/cm3

)

c) ¿Qué tendrá mayor densidad, 1 kg de hierro o 2 kg de hierro? ¿Por qué?

11. Fíjate en los siguientes cuerpos:

a) ¿Cuáles tienen el mismo volumen que el A? ¿Por qué?

b) ¿Cuáles tienen la misma densidad que el B? ¿Por qué?

c) ¿Tiene el cuerpo B más masa que el E ? Explica por qué.

12. Escribe los principales puntos de la Teoría Cinético Molecular.

13. Explicar, según la Teoría Cinético-Molecular (TCM):

a) La temperatura de las sustancias

b) La presión que ejercen los gases sobre las paredes del recipiente.

c) Cómo puede comprimirse el gas que contiene una jeringa.

d) La dilatación de los cuerpos al aumentar la temperatura.

e) El hecho de que los gases se mezclen con gran facilidad.

f) Las diferencias entre sólidos, líquidos y gases.

14. Escribe los nombres de los cambios de estado. Si algún cambio de estado puede realizarse de dos formas, ponlas

todas

SÓLIDO LÍQUIDO SÓLIDO

LÍQUIDO GAS GAS

15.

a) Diferencias entre evaporación y ebullición.

b) Diferencia entre condensación y licuación.

c) ¿Qué ocurre con la temperatura mientras el agua hierve?

d) ¿Tienen todas las sustancias la misma temperatura de fusión? Explica

16. Explica suficientemente los siguientes conceptos:

Ión

Catión

Anión:

Isótopos:


17. a) ¿Es capaz de explicar las reacciones químicas el modelo atómico de Dalton? ¿Y los fenómenos eléctricos?

¿Por qué?

b) Escribe los puntos de la teoría atómica de Dalton.

18. a) Explica el modelo atómico de Thomsom.

b) Explica el experimento de Rutherford y las consecuencias que de él se extraen.

c) Diferencias entre los modelos atómicos de Thomsom y Rutherford.

19. a) Explica la aportación que hizo Böhr acerca de la estructura del átomo.

b) Explica cómo están distribuidos los electrones en un átomo neutro de:

F (Z=9) Na (Z=11) Ne (Z=10) O (Z=8)

20. a) Calcula razonadamente el número de partículas del siguiente átomo: S34

16

b) Para el siguiente átomo. 241

20

Ca , calcula razonadamente nº de protones, de neutrones y de electrones. ¿Es

anión o catión?

c) Un átomo de nº atómico 9 y nº másico 18 posee 10 electrones. Calcular nº de protones, de neutrones y la

carga del átomo. ¿Es anión o catión?

d) Calcula razonadamente el número de partículas del siguiente átomo: Ne19

10

e) Para el siguiente átomo. K39

19, calcula razonadamente nº de protones, de neutrones y de electrones. ¿Es

anión o catión?

f) Un átomo tiene 31 partículas en el núcleo, 16 neutrones y su carga es -3. Calcula razonadamente su nº

atómico, su nº másico, el número de protones y el número de electrones. ¿Es anión o catión?

Documents

RECUPERACIÓN FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO. …janavarro.iespadremanjon.es/images/pendientes3eso/PendienteFQ3eso... · mediante fórmulas. Física y Química 3º ESO Pendiente Primer