Apuntes para la asignatura de Química I

APUNTES DE QUÍMICA 1 BACHILLERATO GENERAL

Elaboró: Ma. Guadalupe Peña Castro.

Noviembre del 2012

ÍNDICE

CONTENIDO PÁGINA

Presentación. i

Fundamentación didáctica ii

Bloque I Reconoces a la Química como una herramienta para la vida. 1

La química, una ciencia interdisciplinaria. 1

Relación con otras ciencias. 1

Bloque II Comprendes la interrelación de la materia y la Energías 5

Materia. 5

Características y manifestaciones de la materia. 5

Propiedades de la materia. 7

Estados de agregación. 9

Cambios de estado de agregación. 11

Cambios en la materia 14

Ejercicios de retroalimentación 16

Energía. 20

Características y manifestaciones de la energía. 20

Beneficios y riesgos en el consumo de energía. 21

Aplicaciones de las energías no contaminantes. 22

Ejercicios de retroalimentación. 24

Bloque III. Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones 25

Primeras aproximaciones al modelo atómico actual. 25

Leyes ponderales y teoría atómica de Dalton. 25

Partículas subatómicas. 28

El protón y los rayos canales. 29

El electrón y el modelo atómico de Thomson. 29

El protón y los experimentos de Chadwick. 29

Número atómico, masa atómica y número de masa. 30

Isótopos y sus aplicaciones. 32

La radicación y el modelo de Rutherford. 33

Modelo atómico actual. 34

Los números cuánticos (n,l,m) y los modelos de Bohr y Sommerfeld. 34

Los orbitales atómicos. 36

La configuración electrónica. 38


Bloque IV Interpretas la tabla periódica 50

Evolución histórica. 50

Ubicación y clasificación de los elementos. 51

Grupos, periodos, bloques. 52

Metales, no metales y semimetales. Su importancia socioeconómica. 54


Bloque V. Interpretas enlaces químicos e interacciones

intermoleculares

61

Enlaces químicos 61

Regla del octeto 63

Estructura de Lewis. 63

Formación de iones y las propiedades periódicas. 63

Propiedades de los compuestos iónicos. 65

El modelo del enlace covalente. 66

Estructura de Lewis y electronegatividad. 67

Geometría molecular y polaridad. 68

Propiedades de los compuestos covalentes. 69

El modelo del enlace metálico. 70

Los electrones libres y la teoría de las bandas. 70

Propiedades de los metales. 71

Fuerzas intermoleculares. 71

Enlace por puente de hidrógeno. 72

Características del agua. 73

Otros compuestos que presentan puente de hidrógeno. 73

Nuevos materiales. 74

Principales características y usos. 74

Impacto en la sociedad. 75

Bloque VI Manejas la nomenclatura de Química Inorgánica 76

Lenguaje de la química. 76

Símbolos y fórmulas químicas. 76

Compuestos inorgánicos 76


BLOQUE VII Representas y operas reacciones químicas 91

Ecuación química. 91

Tipos de reacciones químicas inorgánicas. 92

Reacciones de síntesis. 92

Reacciones de descomposición. 92

Reacciones de sustitución. 93

Balanceo de ecuaciones. 94


Bloque VIII Comprendes los procesos asociados con el calor y la

velocidad de las reacciones químicas

99

Cambios energéticos. 99

Entalpía de reacción. 100

Velocidad de reacción. 101

Teoría de las colisiones. 102

Factores que afectan la velocidad de reacción. 102

Consumismo e impacto ambiental. 104

Desarrollo sustentable. 104

Riesgos de la ciencia y la tecnología. 104


Bibliografía consultada. 106

Anexo 1 Tabla de Entalpías.

APUNTES DE QUÍMICA I. PRIMER SEMESTRE. BACHILLERATO

GENERAL.

Ma. Guadalupe Peña Castro Página i

PRESENTACIÓN.

Los apuntes de la asignatura de Química I han sido elaborados con la finalidad de que los

alumnos tengan a la mano los contenidos programáticos básicos de la asignatura y a un

material que les apoyará en el aprender de la química durante el primer semestre.

A su vez, los materiales, al ser elaborados puntualmente acordes a los contenidos

asignaturales, apoyan la labor del asesor virtual ya que le proporcionan a los estudiantes la

información fundamental para realizar las diferentes evidencias que les serán solicitadas.

Los resúmenes se encuentran estructurados en los ocho bloques que conforman el programa

asignatural de Química I.

En el Bloque I “Reconoces la Química como una herramienta para la vida”, se inicia con los

conceptos generales acerca de Ciencia Química, su carácter interdisciplinario y el método

científico.

El Bloque II “Comprendes la interrelación de la materia y la energía”, atiende los conceptos de

materia y energía, su relación y las propiedades de la materia que permiten entender su actuar.

Durante el Bloque III “Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones”, se revisan los

contenidos temáticos acerca de la historia de los descubrimientos que permitieron estructurara

un modelo atómico, los científicos que estuvieron involucrados, sus experimentos y

aportaciones, hasta llegar a la propuesta del modelo atómico actual, construyéndolo con base a

los números cuánticos y las configuraciones electrónicas.


GENERAL.

Ma. Guadalupe Peña Castro Página ii

Posteriormente, en el Bloque IV “Interpretas la Tabla Periódica”, se hace una interpretación de

la Tabla Periódica y se analizan los antecedentes que le dieron lugar, finalizando con el estudio

de los metales y no metales más importantes del país desde el punto de vista socioeconómico.

En el Bloque V “Interpretas enlaces químicos e interacciones intermoleculares”, se revisan las

bases de los enlaces químicos, revisando los modelos de enlace iónico, covalente y metálico.

Posteriormente, se estudian los modelos de enlaces entre las moléculas y su intervención en la

elaboración de los nuevos materiales, atendiendo a su importancia social, económica y

ecológica, así como su impacto en la sociedad.

En el Bloque VI, “Manejas la nomenclatura química inorgánica”, la principal atención se pone en

el aprendizaje de la nomenclatura y escritura de las fórmulas de los compuestos químicos

inorgánicos.

El Bloque VII, “Representas y operas reacciones químicas”, comprende la descripción de los

diferentes tipos de reacciones químicas, se aplica la Ley de la Conservación de la materia para

escribir las ecuaciones químicas, se revisa su clasificación y los procedimientos para

balancearlas.

Finalmente, el Bloque VIII “Comprendes los procesos asociados con el calor y la velocidad de

las reacciones químicas” permite el estudio de los factores que afectan las velocidades de las

reacciones y los cambios de energía involucrados en ellas. Se concluye, con el análisis y

reflexión acerca de las repercusiones sociales, económicas y ecológicas de las reacciones

químicas.


GENERAL.

Ma. Guadalupe Peña Castro Página iii

FUNDAMENTACIÓN DIDÁCTICA.

En estos apuntes los contenidos han sido seleccionados y organizados con la finalidad de

presentar una secuencia lógica y sencilla al estudiante, evitando excesos de información

complementaria que puede distraerlo, se pretende así ayudar a comprender mejor los

contenidos ya que se propicia el razonamiento activo y continuo.

La información se encuentra en forma ordenada y secuencial acorde al temario general

marcado en el programa asignatural. Se ha tratado de elaborarla con base en párrafos cortos

donde se desarrolló sólo una idea principal y se tiene definidos los puntos más importantes de

cada tema. Presentan una visión global pero sintética de lo que dicen diversos autores respecto

de un tema, ya que fueron elaborados consultando diversas fuentes de información.

Sin embargo, se debe de considerar que los apuntes no contienen toda la información, sólo

capturan la información esencial por lo que sólo son un recurso adicional para el estudio y

aprendizaje.

Por lo anterior, se requerirá que el alumno realice ejercicios de consolidación complementarios

y/o de retroalimentación para completar el ciclo de aprendizaje, para ello deberá seguir las

indicaciones de la guía de aprendizaje y realizar las actividades que en ella se indican como

consultar la bibliografía recomendada y los diversos recursos que se señalan.

No hay que olvidar que todo material puede ser o no efectivo, lo cual depende de la creatividad

del asesor al guiar a sus estudiantes en el camino de su aprendizaje. Por lo anterior, se espera

que estos apuntes sean base de un trabajo conjunto en el proceso de aprender y enseñar.


GENERAL.

Ma. Guadalupe Peña Castro Página 1

CONTENIDOS

BLOQUE I

RECONOCES LA QUÍMICA COMO UNA HERRAMIENTA PARA LA VIDA

LA QUÍMICA: UNA CIENCIA INTERDISCIPLINARIA.

La química es de las ciencias más antiguas, desde épocas remotas el hombre ya conocía los

fenómenos naturales que acontecían en su entorno y los percibía a través de sus sentidos. El

fuego cambió sustancialmente la forma de vivir del hombre y le posibilitó el uso de los metales y

la cocción de los alimentos. A partir de este conocimiento, el ser humano profundizó en la

utilización de los fenómenos químicos durante su evolución, sin interesarse demasiado por un

conocimiento sistemático, sino simplemente para obtener materiales utilitarios, así se obtuvo la

pólvora, tinturas, medicamentos y cientos de productos.

A lo largo de la historia donde participaron hombres de las distintas culturas como la China, la

Egipcia, la árabe, la Fenicia, la Griega se fue construyendo la ciencia Química.

Posteriormente la química medieval consistió en métodos y materiales a los que se les llamó

alquimia, nombre dado por los árabes, quienes conjuntaron los conocimientos de los griegos y

de los egipcios llegando a manipular la materia.

La química como ciencia nace del estudio racional utilizando el método científico y con la ayuda

de otras ciencias como la matemática y la física ha profundizado en el estudio de la materia por

ello se le define como: ciencia que estudia la materia, su estructura íntima, sus cambios,

sus relaciones con la energía y las leyes que rigen estos cambios y esas relaciones.

RELACIÓN CON OTRAS CIENCIAS.

La química no es una ciencia aislada, ya que los fenómenos que estudia se relacionan con la

física y requiere de ciencias auxiliares para resolver sus problemas.


GENERAL.


Sin embargo la química tiene un lenguaje propio, símbolos exclusivos, utiliza el método

científico y es una ciencia experimental.

La química es una ciencia interdisciplinaria porque en ella intervienen o pueden intervenir todas

las demás ciencias, según el proyecto a realizar. Esta relación permite que los estudios que

realizan los químicos sean integrales de tal forma que intervengan de manera importante en el

desarrollo científico y tecnológico de las sociedades modernas.

.

Otras ciencias que se relacionan con la química son: la medicina, la agricultura, la oceanografía,

la ingeniería, la astronomía.

La relación de la química con otras ciencias da origen a ciencias intermedias como se muestra

en el siguiente cuadro.

Matemáticas

QUÍMICA Física

Se encarga del estudio

de la energía

Biología

Se encarga del estudio de

los seres vivos * La sociedad.

* En el medioambiente.

* En los organismos vivos.

* En el hogar.

* En los alimentos.

* En la salud.


GENERAL.


Química

Ciencia intermedia Objeto de estudio Ciencia con la que

se relaciona

Bioquímica Transformaciones

químicas que ocurren

en los seres vivos.

Biología

Fisicoquímica Efecto de la energía

sobre la materia.

Estudio del átomo.

Física

Geoquímica Cambios químicos

ocurridos en las

rocas, en las

diferentes eras

geológicas.

Geología.

Astroquímica Estructura y

constitución de los

astros.

Astronomía

La química al igual que otras ciencias pertenece al grupo de las llamadas ciencias factuales, las

cuales se basan en la observación, la experimentación y la comprobación o verificación a través

del empleo del método científico, originando teorías y leyes que permiten describir el

comportamiento de la naturaleza y en específico de la materia.

Gracias a la aplicación científica de la química se han obtenido millones de sustancias que el

hombre ha creado para su bienestar; ayuda poderosamente a nuestro sustento al fabricar

abonos artificiales y productos químicos que incrementan la cantidad y calidad de os alimentos,

así como su conservación y utilización; contribuyen a nuestro vestido al proporcionar fibras

artificiales que sustituyen la demanda de fibras naturales vegetales y animales; favorecen

nuestra salud al suministrar diversos medicamentos que como las vitaminas, antibióticos, salvan

y prolongan la vida humana a combatir y alejar la enfermedad, aliviar el dolor y los sufrimientos

de los enfermos, y por último, hace más fácil y agradable la vida, al facilitar materiales de

construcción, comunicación, transporte y fabricación de numerosísimos productos que se

utilizan diariamente.


GENERAL.


Relación de la química con otros campos de conocimiento

QUÍMICA

Paleontología

Meteorología

Ingeniería

Metalurgia

Arqueología

Ecología Agricultura

Botánica

Genética

Medicina Computación

Fisiología

Toxicología

Farmacología

Cosmología

Neurología

Electrónica

Geología

Psicología

Arte


GENERAL.


BLOQUE II

COMPRENDES LA INTERRELACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA

MATERIA

El universo entero consiste en materia y energía. Diariamente el ser humano esta en contacto

con incontables tipos de materia. Materia es cualquier cosa que tenga masa y ocupe un

volumen, tiene peso e inercia, impresiona los sentidos del hombre y se le puede encontrar en

diversos estados de agregación.

La materia es discontínua porque esta estructurada por partículas discretas llamadas átomos.

Materia es el material físico del universo.

CARACTERÍSTICAS Y MANIFESTACIONES DE LA MATERIA.

Para estudiar la materia, la química la clasifica de acuerdo a sus características.

Una de las características de la materia que permite clasificarla es su composición, en

términos de pureza. Una muestra de materia puede ser pura cuando está formada por un solo

tipo de materia, o bien ser una mezcla de tipos distintos de materia.

Al hablar de materia pura se refiere a la composición que contiene una sustancia, entendiendo

por sustancia a aquel tipo de materia cuya composición y propiedades están definidas y son

reconocibles y sustancia pura aquella materia que tiene la misma composición y propiedades

definidas.

Una mezcla es el resultado de la combinación física de dos o más tipos diferentes de

sustancias que al combinarse conservan sus propiedades individuales. Cuando en una mezcla

se observa la desigualdad de los materiales que la componen se denomina mezcla

heterogénea. Los componentes de una mezcla heterogénea se pueden separar por medio de

métodos físicos como la filtración, la decantación, la evaporación, la destilación, cristalización,

tamizado, cromatografía, etc., obteniéndose a partir de una mezcla homogénea una mezcla

heterogénea o bien una sustancia pura.

Otro tipo de mezclas son la homogéneas, llamadas también soluciones. En ellas se observa

uniformidad total en cada una sus partes, aún a nivel microscópico. Su composición y

propiedades son iguales en todas las partes de la mezcla. En una mezcla se distinguen sus

componentes: soluto, que es la sustancia que está

Disuelta y solvente, que es la sustancia que disuelve.


GENERAL.


Las sustancias puras pueden ser de dos tipos: elementos y compuestos, siendo ambos a su

vez, sustancias homogéneas ya que mantienen sus propiedades características. Su

composición se identifica por medio de fórmulas químicas, las cuales indican la cantidad y tipo

de átomos que la componen.

Un compuesto es una sustancia pura constituida por dos o más elementos, combinados

químicamente en proporciones constantes y fijas de masa. Sus propiedades son distintas a las

de los elementos que la constituyen. Los compuestos se pueden descomponer en sus

elementos originales por medio de diversos métodos químicos como la electroforesis.

Un elemento es una sustancia pura que no puede descomponerse en sustancias más simples

utilizando métodos químicos ordinarios. Los elementos son las sustancias fundamentales con

las que se forman todas las demás cosas materiales.

MATERIA.

MATERIA HETEROGÉNEA

MATERIA HOMOGÉNEA

SUSTANCIAS PURAS

SOLUCIONES

ELEMENTOS COMPUESTOS


GENERAL.


PROPIEDADES DE LA MATERIA.

Toda sustancia presenta un conjunto de características que permite reconocerla y distinguirla

de las demás sustancias. Estas características reciben el nombre de propiedades y pueden

clasificarse en propiedades físicas y químicas, además pueden clasificarse como intensivas

y extensivas.

Propiedades químicas y físicas.

Las propiedades físicas son aquellas que tienen que ver con el aspecto de las sustancias y con

su comportamiento físico, es decir cuando no hay transformación en la estructura interna de la

materia. Dentro de estas propiedades se incluyen las organolépticas, que son las propiedades

que se perciben por los sentidos: color, olor, textura, sabor, así como su estado de agregación,

su viscosidad, su capacidad para conducir el calor y la electricidad, su ductibilidad, dureza,

brillo.

Otras propiedades físicas importantes son :

Densidad: es la relación entre masa y volumen de un cuerpo y se expresa con la fórmula: δ =

m/v, donde δ es densidad, m, es masa y v, es volumen.

Punto de fusión: es la temperatura a la cual los cuerpos en estado sólido pasan al estado

líquido.

Punto de ebullición: es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala con

la presión atmosférica.

Solubilidad: la solubilidad de una sustancia sólida, a una temperatura y presión determinada,

es la masa en gramos que satura 100 g de disolvente.

Las propiedades químicas dependen del comportamiento que tenga la sustancia frente a otra

para poderse combinar y formar nuevas sustancias, es decir estas propiedades describen el

comportamiento químico de las sustancias cuando hay una transformación interna de las

sustancias. En estas propiedades se incluyen la tendencia a reaccionar con diversas

sustancias, a enmohecerse, a corroerse, a explotar, actuar como veneno, como cancerígeno, a

oxidarse, a hidrogenarse, a ser flamable.

Así también si reacciona con el oxígeno del aire, si arde en presencia de oxígeno, si reacciona

tonel agua, con ácidos, si se descompone bajo la acción del calor.


GENERAL.


Propiedades extensivas e intensivas.

Así también se pueden dividir las propiedades de las sustancias en: intensivas y extensivas.

Las propiedades intensivas, llamadas también específicas, ya que cada tipo de materia la

contiene en forma muy particular, no dependen de la cantidad de materia que se observa ya

que cualquier parte de una sustancia pura la contendrá en la misma intensidad, por lo tanto aquí

se incluyen las propiedades físicas y químicas de cada sustancia: Color, densidad, temperatura,

punto de ebullición, punto de fusión, conductibilidad, viscosidad, tenacidad, dureza,

maleabilidad, textura, olor, solubilidad, brillo, dureza, maleabilidad, sabor, reactividad química,

basicidad, acidez, combustibilidad, oxidación.

Las propiedades extensivas sí dependen de la cantidad de materia que se observa: la masa,

el peso, la longitud, el volumen. A estas propiedades también se le llaman generales, ya que

todos los tipos de materia las presentan.

Las definiciones de estas propiedades son:

Masa: cantidad de materia contenida en el cuerpo.

Inercia: propiedad de los cuerpos de mantener su estado de reposo o de movimiento hasta que

una fuerza externa los obligue a cambiar.

Peso: fuerza con que la Tierra atrae los cuerpos por acción de la gravedad.

Impenetrabilidad: resistencia que opone un cuerpo a que otro ocupe simultáneamente su

lugar. Ningún cuerpo puede ocupar al mismo tiempo el lugar de otro.

Volumen: espacio que ocupa un cuerpo.


GENERAL.


ESTADOS DE AGREGACIÓN.

La materia se presenta en cinco estados de agregación, cuatro de ellos son naturales y uno es

artificial. Los estados naturales son sólido, líquido, gas y plasma. El estado de agregación

artificial es el condensado de Bose-Einstein.

La diferencia entre los estados sólido, líquido y gaseoso reside esencialmente en la agitación de

las moléculas, que no es más que la expresión de su temperatura. Así los estados físicos de la

materia dependen principalmente de la temperatura y de la presión a la que está sometida la sustancia y de las características específicas de la sustancia. La teoría que explica y estudia los

estados de agregación se llama Teoría Cinético-molecular, y de acuerdo a ella las moléculas o

átomos que componen un cuerpo se encuentran dependiendo de su temperatura, más o menos

separadas y en diferente nivel de movimiento

En el estado gaseoso las moléculas están en estado de caos y muestran poca respuesta a la

gravedad, porque su energía cinética es considerablemente mayor que la energía potencial..

Ocupan entonces un volumen mucho mayor que en los otros estados porque dejan mucho

espacio libre intermedio y están enormemente separadas unas de otras. Por eso es fácil

comprimir un gas, lo que significa, en este caso, disminuir la distancia entre las moléculas. El

gas carece de forma y de volumen, porque se comprende que donde tenga espacio allí irán sus

moléculas errantes y el gas se expandirá hasta llenar por completo cualquier recipiente. Otras

propiedades de los gases son: difusión, compresión y expansión. La agitación de un gas

MATERIA

PROPIEDADES

GENERALES

PROPIEDADES ESPECÍFICAS

PROPIEDADES FÍSICAS

PROPIEDADES QUÍMICAS


GENERAL.


aumenta cuando absorbe calor. Si el calor absorbido es suficiente los electrones de los átomos

del gas son arrancados y la materia queda ionizada, pasando al estado de plasma.

Lo que caracteriza a los sólidos es la regularidad estructural que reemplaza al caos de los

gases. Casi todos los sólidos existen en forma de cristales; pero hay algunos llamados amorfos,

como el vidrio y ciertas resinas, que no son de naturaleza cristalina; se parecen más bien a los

líquidos que se hubieran vuelto cada vez más viscosos. Así, los sólidos se clasifican en

cristalinos y amorfos, ejemplos de los primeros son los cristales de sal, azúcar, grafito, hielo y

diamantes, dentro de los amorfos están la plastilina, vidrio, mastique, madera, parafina,

plásticos.

La cohesión entre las moléculas de un sólido da a éste una forma y un volumen definidos, así

como rigidez. En ellos la energía potencial es mucho mayor que su energía cinética.

En el estado líquido las moléculas se mantienen unidas por débiles fuerzas de atracción

formando masas compactas. Su energía cinética casi es igual a su energía potencial. Las

moléculas de un líquido son capaces de deslizarse unas sobre otras, es decir poseen fluidez, de

modo que aunque su volumen es fijo su forma no lo es; los líquidos no son, en general,

compresibles, y adoptan la forma del recipiente que los contiene. Algunas características de los

líquidos son: viscosidad, miscibilidad y compresibilidad..

Los plasmas son gases formados por iones, que se encuentran a muchos miles de grados de

temperatura. Se encuentran, en forma natural, en el espacio exterior, donde es muy común

encontrarlo. Es plasma todo gas incandescente formado por átomos convertidos en iones

negativos y positivos, en continua agitación. Dentro de este plasma pueden quedar algunas

moléculas y átomos sin ionizar (partículas neutras). Ejemplos de plasma son: algunas zonas de

las llamas, la porción externa de la atmósfera terrestre, visible como Aurora Boreales, el gas de

los tubos fluorescentes como las de mercurio, el aire que se encuentra en el recorrido de un

rayo, los gases interestelares y la materia que forma las estrellas y al sol, en éstas últimas, la

temperatura requerida se obtiene de la fusión nuclear.

Los plasmas no pueden ser contenidos en recipiente alguno, conduce la electricidad y oscila

como gelatina pertubada, para confinarlo se utilizan campos magnéticos o gravitatorios. Se

catalogan en “plasmas fríos” aquellos obtenidos de los 10 000 a los 100 000 o C y “plasmas

calientes”, los obtenidos a millones de grados centígrados.

El condensado de Bose-Einstein, (CBE) es un estado de agregación artificial logrado al enfriar

vapores de rubidio a una temperatura de 180 grados nanokelvin, es decir a una temperatura

próxima al cero absoluto, a esta temperatura los átomos pierden energía, se frenan y se unen

para originar un superátomo insólito. Su nombre se debe a los científicos Satyendra Nath Bose

y Albert Einstein, quienes predijeron su existencia en 1920, pero fueron los científicos Cornell,


GENERAL.


Weiman y Ketterle, quienes en el año 2001, recibieron el Premio Nobel de Física por su

descubrimiento, aunque ya había sido observado por ellos en 1955.

Los CBE son superfluitos gaseosos enfriados a temperaturas muy cercanas al cero absoluto, -

273oC . en este extraño estado todos los átomos del CBE alcanzan la misma longitud de onda y

pueden fluir sin ninguna fricción entre sí. Los CBE pueden atrapar luz y soltarla cuando el

estado se rompe. Los tamaños de los CBE más grandes obtenidos no pasan del tamaño de una

pepita de melón, ya que mas grandes pasan al estado gaseoso.

Los CBE tienen las aplicaciones siguientes: Láser de átomos para construcción de

nanoestructuras, es decir, objetos de un tamaño muy pequeño que se miden en nanómetros y

cuya utilidad en medicina es altamente valorada. Relojes atómicos para realizar medidas muy

precisas del tiempo, detección de la intensidad del campo gravitatorio con el fin de buscar

yacimiento de petróleo. Pero lo más esperado es su aplicación en la construcción de

computadoras cuánticas cuya capacidad de almacenamiento será potencialmente mucho mayor

que las actuales.

Se han descritos otros estados de agregación artificiales, aún no lo suficientemente estudiados

para ser reconocidos como tales por los científicos. Entre estos raros estados de agregación se

mencionan cristales líquidos, condensados fermiónicos, superfluidos, supersólidos y el

denominado “extraña materia”. Estos estados de agregación son motivo de investigaciones ya

que prometen aplicaciones que revolucionarían la ciencia.

CAMBIOS DE ESTADO.

La materia puede cambiar en su aspecto físico. La temperatura y la presión son dos factores

que modifican el estado de agregación de la materia. El aumento en la temperatura puede

provocar que las moléculas se muevan con mayor velocidad, esto hace que se separen y

cambien de estado de agregación. El aumento en la presión produce el efecto contrario y

provoca que se acerquen las moléculas.

Los cambios en los estados de agregación se representan en la figura siguiente:


GENERAL.


Los cambios por aumento de temperatura se llaman endotérmicos porque requieren calor para

presentarse y son: Fusión, evaporación, ebullición, sublimación. Por disminución de

temperatura se llaman exotérmicos porque se libera calor cuando se producen y son:

solidificación, condensación y deposición. El cambio por aumento de presión y disminución de

temperatura es la licuefacción.

Fusión : Cambio de sólido a líquido. Cuando se le vea la temperatura de un

sólido debido a la aflicción de calor, parte de la energía calórica es

absorbida por las partículas que los constituyen, haciendo que se mueva

más rápido provocando una disminución en la fuerza que las mantenía

unidas. A medida que se administra más calor, la energía de las

partículas también aumenta hasta alcanzar el punto de fusión, que es

la temperatura a la cual un sólido se convierte en líquido.

Evaporación: Es el cambio de un líquido a un gas. Si a un líquido se le incrementa su

temperatura por la adición de calor, la energía de las partículas que lo

constituyen se incrementa al grado de vencer la fuerza de atracción que

SÓLIDO

LÍQUIDO

GAS

Deposición Sublimación

Fusión

Evaporación

Ebullición

Solidificación

Condensación

Licuefacción


GENERAL.


las mantenía unidas en el estado líquido, escapándose hacia el espacio

que está arriba del líquido convirtiéndose en gas. Este cambio ocurre

sólo en la superficie del líquido.

Sublimación: Es el cambio directo de un sólido a gas, sin pasar por el estado líquido.

Es una característica de ciertos sólidos, donde mediante calentamiento

sus partículas adquieren la energía suficiente para romper la fuerza de

unión en el estado sólido y pasar al estado gaseoso. Algunas sustancias

que presentan este cambio son el yodo, el hielo seco (dióxido de

carbono) y el para-diclorobenceno ( pastillas antipolillas) y los

desodorantes sólidos para los baños.

Deposición: Es el cambio de un gas a sólido sin pasar por el estado líquido. La

deposición es el proceso inverso a la sublimación. Mediante este

proceso las partículas en el estado gaseoso liberan su energía

reagrupándose nuevamente para formar un sólido. Un ejemplo de

depositación es la formación de hielo o de nieve a partir del vapor de

agua de las nubes.

Condensación: Es el cambio de un gas a líquido. Es el proceso inverso a la

evaporación. Durante la condensación disminuye la energía de

movimiento de las partículas gaseosas provocando que estén más cerca

una de otras y forman el estado líquido. Un ejemplo es la condensación

del rocío en las ventanas.

Solidificación: También conocido como congelación, es el cambio de estado de un

líquido a sólido. Cuando un líquido se enfría, la energía de movimiento

de sus partículas disminuye a tal grado que quedan demasiado juntas

originando una fuerza de unión entre ellas y forman el estado sólido. La

temperatura a la cual un líquido se convierte a sólido se llama punto de

congelación.


GENERAL.


Ebullición: Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del

estado líquido al estado de vapor, para que ocurra debe de aumentar la

temperatura en toda la masa del líquido. A la temperatura a la cual un

líquido hierve se le llama punto de ebullición.

Licuefacción: Es el paso del estado gaseoso al líquido y se lleva a cabo cuando se

aumenta suficientemente la presión y se reduce la temperatura para

conseguir el cambio, resultando además, una disminución de volumen.

Ejemplos de este cambio son los gases como nitrógeno y oxígeno que

para trasladarlos los licúan (gas LP) y el líquido contenido en los

aerosoles.

CAMBIO EN LA MATERIA.

En la vida diaria suceden cambios. El cambio es una continua manifestación de la naturaleza. El

hombre ha podido cambiar la materia utilizando diversos procedimiento por los cuales ha

logrado obtener cantidad enorme de productos tales como colorantes, medicamentos,

alimentos, combustibles, etc. Todos los cambios que suceden en la materia se llaman

fenómenos y se clasifican en tres categorías: físicos, químicos y nucleares.

Cambio físico.

En este tipo de fenómeno o cambio, la materia sólo cambia En su forma, tamaño, estado de

movimiento o estado de agregación, posición, tamaño debido a la presencia de un factor

externo como la temperatura y/o la presión. En este tipo de cambio las propiedades de la

materia no cambian y su estructura interna permanece igual, es decir, las moléculas y los

átomos que la componen no alteran su organización interna, así las sustancias puras que la

componen son las mismas antes y después del cambio..

Cambio químico.

Es aquél en el cual la materia experimenta un cambio en su composición, dando origen a la

formación de nuevas sustancias con propiedades diferentes. A estos cambios químicos s eles

conoce como reacciones químicas. En estos cambios la materia se puede transformar pero la

cantidad de masa total que participa, permanece constante.


GENERAL.


Esto último fue estudiado por Antonio Lavoisier y plasmado en la Ley de la conservación de la

masa, la cual afirma que durante una reacción química la masa no se crea ni se destruye,

únicamente se transforma.

Cambio nuclear.

Los cambios nucleares se produce cuando los átomos de ciertos elementos se desintegran y

emiten partículas subatómicas (electrones, protones, neutrones) y radiaciones

electromagnéticas como los rayos gamma y rayos X.

La radiactividad asociada a un cambio nuclear fue inicialmente estudiada por Henri Becquerel ,

Pierre y Marie Curie. Este fenómeno químico lo presentan elementos como el uranio, el radio, el

polonio, el actinio, radón.

La cantidad de energía liberada durante una reacción nuclear es enorme.

Los cambios nucleares son de dos tipos: por fisión y por fusión.

La fisión nuclear es el proceso en el que un núcleo atómico se desdobla en dos o más

fragmentos pequeños.

Un ejemplo de fisión nuclear se tiene en la degradación del uranio al pasara a formar dos

átomos, uno de estroncio y uno de helio, en este rompimiento se genera gran cantidad de

energía la cual es utilizada en la generación de energía eléctrica.

En México se encuentran plantas nucleoeléctricas que trabajan la fisión nuclear, como la

localizada en Laguna Verde , Veracruz. Este proceso es causa de grandes problemáticas

mundiales, ya que los países que logran tener esta tecnología son capaces de producir energía

nuclear cuyos usos bélicos son muy peligrosos, esta disputa es motivo de conflictos bélicos

como los presentados en el medio oriente.

Por su parte la fusión nuclear es a combinación de dos núcleos atómicos pequeños para

producir uno más grande. Este cambio es la base de la bomba hidrógeno y actualmente en

forma natural sólo se realiza en el Sol y se considera que fue el proceso por el cual a partir de

átomos sencillos como hidrógeno y helio se pudieron formar todos los demás elementos

existentes en el universo


GENERAL.


EJERCICIOS DE RETROALIMENTACIÓN

PROPIEDADES DE LA MATERIA.

EJERCICIO 1. A continuación se te presentan propiedades físicas y químicas del

aluminio y del flúor. Clasifícalas en propiedades físicas y químicas.

El aluminio es un metal brillante, cuyo punto de ebullición es de 2517.6 oC, funde a 660.37 oC,

reacciona con los ácidos produciendo hidrógeno gaseoso, tiene una densidad de 2.6 g/mL, no

es tóxico, es ligero, dúctil y maleable. Expuesto al aire reacciona con el oxígeno para formar

una capa de óxido de aluminio la cual es resistente a la oxidación. Es de color blanco y conduce

la electricidad y el calor.

PROPIEDADES FÍSICAS

PROPIEDADES QUÍMICAS

El flúor es un gas de color verde-amarillento, muy corrosivo y venenoso, de olor penetrante y

desagradable. Es el elemento más reactivo de toda la tabla periódica. Se combina fácil y

directamente y en general en forma violenta, con la mayoría de los elementos. Su manejo en el

laboratorio es muy cuidadoso ya que provoca la muerte y envenenamiento. Pero en pequeñas

porciones es benéfico ya que como en el caso de las pastas dentales, el flúor protege los

dientes de la caries.

PROPIEDADES FÍSICAS PROPIEDADES QUÍMICAS


GENERAL.


EJERCICIO 2. Anota sobre la línea una E si la propiedad es extensiva y una I si la

propiedad es intensiva.

Porosidad: _____________ Elasticidad: _____________

Color: _____________ Impenetrabilidad: _____________

Densidad: _____________ Dureza: _____________

Punto de fusión: _____________ Estado de agregación: _____________

Volumen: _____________ Sabor: _____________

Punto de ebullición: _____________ Temperatura: _____________

Masa: _____________ Longitud: _____________

EJERCICIO 3: Indica en que estado de agregación se encuentran los objetos y sustancias

destacados en las siguientes frases:

OBJETOS Y SUSTANCIAS ESTADO DE AGREGACIÓN.

El CO2 que exhalamos. _________________________

El agua que consumimos. _________________________

El vinagre que se añade a las ensaladas. _________________________

La suspensión empleada para infecciones. _________________________

El café capuchino. _________________________

Los contaminantes que emiten los autos. _________________________

El concreto de la calle. _________________________

El grafito de los lápices. _________________________

El polvo estelar. _________________________


GENERAL.


EJERCICIO 4: Completa la siguiente tabla escribiendo el cambio de estado que se lleva a

cabo y el factor que lo origina en los siguientes ejemplos.

EJEMPLO CAMBIO DE ESTADO FACTOR QUE LO ORIGINA

Un uniforme puesto a secar

durante el día.

La elaboración de paletas de

hielo.

La disminución de una pastilla

desodorante para baño.

La formación de rocío durante

la noche.

Una granizada.

El descongelamiento del

refrigerador.

La fundición de los metales.

Poder oler el perfume que

trae una persona.

El gas transportado en

cilindros de camiones.


GENERAL.


EJERCICIO 5: Anota en la línea si el fenómeno se trata de un cambio físico, químico o

nuclear.

FENÓMENO TIPO DE CAMBIO

1 La oxidación del fierro.

2 La ebullición de la leche.

3 La emisión de rayos gamma.

4 La combustión del papel.

5 La fusión del hierro en un alto horno.

6 La el paso de agua líquida a sólida durante un día de sol.

7 La transformación del CO2 dentro de las plantas a

algunos tipos de azúcares.

8 Una pequeña cantidad de uranio produce radiación.

9 Se hacen láminas con un poco de plata.

10 Un pedazo de manzana se obscurece.

11 El hielo de una paleta se descongela.

12 Se obtiene energía del uranio.

13 Se rompe un vidrio.

14 Una planta crece.

15 Un alambre de cobre conduce la electricidad.


GENERAL.


ENERGÍA.

Todas las actividades que realiza el ser humano y los fenómenos que se producen en la

naturaleza se desarrollan por la presencia de energía. El universo entero se mueve por la

energía.

Una de las definiciones de energía dice que es la propiedad por la cual todo cuerpo o sistema

material puede transformarse, modificando su estado o posición, así como actuar sobre otros

originando en ellos procesos de transformación, por ello:

Características y manifestaciones de la energía.

La energía puede manifestarse de varias formas y las transformaciones que realiza la materia

requieren de energía para hacer que se efectúen los cambios en su composición.

Algunas de las formas más comunes son la energía eléctrica, la energía mecánica, la luz, el

calor, el magnetismo. Independientemente de cada una de las formas en las que se presenta a

energía se puede clasificar en dos tipos: potencial y cinética.

La energía potencial es la energía almacenada en las sustancias debido a su posición en el

espacio o de su composición química.

La energía cinética, es la que poseen las sustancias en movimiento. Esta energía depende de

la masa de la sustancia y de la velocidad a la que ésta se mueva. Matemáticamente la energía

cinética (Ec) de una sustancia es igual a la mitad de su masa (m) multiplicada por el cuadrado

de su velocidad (v):

La energía en el universo es constante y todas las formas de energía que existen se

interrelacionan mediante la Ley de la conservación de la energía, la cual establece que la

energía no se pierde ni se destruye sólo se transforma.

Ec = ½ mv2

Energía es la capacidad para poder realizar un trabajo.


GENERAL.


Los tipos de energía más comunes son: energía hidráulica, energía mareomotriz, energía

nuclear, energía solar, energía eólica, energía calorífica, biomasa, energía geotérmica, energía

radiante, energía nuclear, energía mecánica, energía eléctrica, entre otras.

Beneficios y riesgos en el consumo de energía.

Hoy en día los beneficios por el uso de la energía son innumerables. El mundo se mueve por la

energía. Está presente en nuestro hogares, oficinas, escuelas, en el ambiente, en el movimiento

de todos los cuerpos, desde el insecto más pequeño hasta os planetas, en las fábricas, en los

transportes, en síntesis, la energía es la base de la vida y de la civilización humana.

Sin embargo, el crecimiento de la población, sobre todo a partir del siglo XX hizo necesario

generar más energía para su consumo. El empleo de los combustibles fósiles como principal

fuente de energía en la industria, el transporte y el hogar, ha tenido consecuencias en el medio

ambiente y en la salud humano no consideradas, tales como el hecho de que las emisiones de

gases tóxicos y deshechos al ambiente han provocado la aparición de enfermedades tales

como bronquitis, asmas, alergias, y otras más graves como diversos tipos de cánceres.

Así también, cuando se produce un cambio de energía, ciertamente no se pierde, pero se

transforma, por ejemplo el calor desprendido durante la combustión de la gasolina, pasa en

parte a la atmósfera, produciendo el calentamiento atmosférico llamado contaminación térmica

y el efecto invernadero, que en conjunto están provocando el calentamiento global con el

consecuente cambio climático y la desertización y el deshielo de los casquetes polares.

Otro problema paralelo de la sobreexplotación de los combustibles es el hecho de que son

recursos no renovables, es decir, se agotarán sin posibilidad de ser producidos nuevamente,

éste efecto se calcula hacia finales del siglo XXI.

En México se han implementado algunas estrategias para hacer consciente a la población

sobre el cuidado y el uso racional de la energía. Algunas de ellas son la implementación del

“horario de verano”, el uso de focos ahorradores de energía, el cambio de aparatos

electrodomésticos de menor consumo energético, el uso de automóviles con mejor rendimiento

por kilometraje por litro de gasolina, el uso del auto familiar donde se transporten varias

personas en lugar de una por carro, el uso de transporte público afinado, las verificaciones de

los automóviles, el uso racional en casa de los aparatos eléctricos.

Muchas de estas medidas aún no son comprendidas por la mayoría de la población ya que

ignoran las consecuencias que tiene a nivel ambiental global, el hecho de que los humanos

sigan desperdiciando la energía y la consecuente contaminación ambiental en perjuicio de la

salud de todos.


GENERAL.


Aplicación de las energías no contaminantes.

A pesar de que la energía no se crea ni se destruye, lo cierto es que las fuentes de los recursos

naturales no renovables de donde se obtiene, se agotan.

Las principales fuentes de energía son los combustibles fósiles (hidrocarburos) pero por su

excesivo uso y el crecimiento poblacional, se están agotando, otra fuente es la energía nuclear,

pero implica graves riesgos en su manejo y los residuos que origina. En la actualidad, dado que

los hidrocarburos están agotándose y que son altamente contaminantes, en algunos países se

están utilizando las llamadas fuentes alternas de energía no contaminantes, entre ellas se

encuentran:

Energía solar: El sol es la principal fuente de energía para nuestro planeta. Suministrará

energía aún por 5 mil millones de años. Aunque gran parte de la energía

proveniente del sol es reflejada por la atmósfera y sólo pasa un 30 % de

la emitida, es una fuente que se puede almacenar en dispositivos

llamados celdas voltaicas o solares, hechas generalmente de silicio, galio

y fósforo, que al combinarse originan una pila solar. Estas pilas generan

cerca de 100 W por m2. Actualmente se genera electricidad a partir de

ellas y es utilizada en las naves espaciales, en regiones apartadas, en

calculadoras electrónicas o bien para calentar agua en industrias y

hogares. Su gran inconveniente es cómo almacenarla durante los días

nublados.

Energía eólica: Es la energía cinética del viento que se puede convertir fácilmente en

energía mecánica empleada para bombear agua, moler granos, girara

turbinas que produzcan electricidad. En México ya existen centrales

aeroeléctricas ubicadas en La Venta, Oaxaca y en Baja California.

Energía

geotérmica:

Es la energía originada cuando el magma terrestre calienta rocas cercana

a ella y a su vez, éstas rocas calientan el agua subterránea la cual sale a

la superficie a través de grietas formando los géiseres utilizados como

fuentes naturales de energía que generan electricidad. Sin embargo, no

es una fuente de energía totalmente limpia, ya que los vapores de agua

que emergen contienen sulfuro de hidrógeno, amoniaco y materiales


GENERAL.


radiactivos extraídos de las profundidades.

Energía

hidráulica:

Es la energía obtenida de las corrientes de agua de los ríos y que es

almacenada en las presas. Esta agua adquiere gran cantidad de energía

potencial que posteriormente es transformada en energía cinética que

mueve las aspas de un generador eléctrico. Las plantas hidroeléctricas

son relativamente limpias, sin embargo la construcción de las presas para

contener el agua altera en forma considerable el medio ecológico

aledaño.

Energía por

biomasa:

La biomasa se obtiene de la fermentación anaerobia de los deshechos

orgánicos y genera combustibles como el metano, alcohol etílico y biogas.

No esta exenta de problemas ya que su combustión genera dióxido de

carbono que a su vez es uno de los causantes del efecto invernadero.

Energía a partir

de aceite de

semillas:

El algodón, el frijol de soya y los girasoles producen aceites en sus

semillas utilizados generalmente para cocinar, sin embargo, a partir este

aceite es utilizado como combustibles en algunos lugares. En un futuro se

plantea producir estos cultivos intencionalmente para obtener el

combustible.

El alcohol etílico

como

combustible:

El alcohol etílico está siendo utilizado en algunos países como Brasil,

como combustible para automóviles. Es altamente prometedor ya que su

combustión genera agua.

Energía

mareomotriz:

Es la energía obtenida del movimiento de las olas y las marea del mar. Se

utiliza para impulsar generadores eléctricos.


GENERAL.



ENERGÍA.

EJERCICIO 6: Relaciona la forma de energía con el tipo de fuente de la que se obtiene,

colocando en la columna izquierda la letra correspondiente:

Forma de energía Fuente

( ) Energía eléctrica. A) Movimiento del aire.

( ) Energía eólica. B) Potencia de las mareas y olas.

( ) Energía hidráulica. C) Plantas hidroeléctricas o hidroeléctricas.

( ) Energía calorífica. D) Ruptura del núcleo atómico.

( ) Energía geotérmica. E) Fuerzas provenientes de géiseres y volcanes.

( ) Energía química. F) Combustión de carbón, madera, petróleo, gas

natural, gasolina y otros combustibles.

( ) Energía mareomotriz. G) Ondas electromagnéticas (de radio, rayos

luminosos).

( ) Energía radiante. H) Cultivar plantas y someterlas a diversos procesos

bioquímicos para producir energía.

( ) Energía nuclear. I) Reacciones químicas.

( ) Biomasa. J) Corrientes de agua.


GENERAL.


BLOQUE III

EXPLICAS EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES.

PRIMERAS APROXIMACIONES AL MODELO ATÓMICO ACTUAL.

Ya mencionamos que las cosas están constituidas de materia, que ésta tiene propiedades

como masa, peso, y ocupar un lugar en el espacio. Gracias a estas propiedades podemos

percibir la materia con nuestros sentidos. Así concluimos que todos los cuerpos están hechos

de materia. En esta unidad estudiaremos la composición más interna de la materia, es decir,

conoceremos cómo son y de qué subpartículas están hechos los átomos.

El concepto de átomo se conoce desde hace más de 2500 años, cuando en la antigua Grecia,

los filósofos griegos reflexionaban acerca de la materia y de su composición. Algunos

aseguraban que todo estaba hecho de cuatro materiales: agua, tierra, fuego y aire. Pero dos

filósofos, Leucipo y Demócrito, pensaban que la materia estaba hecha de átomos, refiriéndose

a ellos como porciones indivisibles de la materia. A estas partículas les daban algunas

propiedades como ser indivisibles, homogéneas, incorruptibles, es decir, eternos,

impenetrables, y que existen en número infinito.

Así también, Demócrito aportó el concepto discontinuidad, al asegurar que la materia estaba

hecha de estas partículas individuales, esta idea de que la materia esta constituida de

partículas fundamentales, llamadas átomos se conoce como teoría atómica de la materia.

Sin embargo, en ese tiempo era importante quien dijera las teorías, y siendo Aristóteles el

filósofo de más reconocimiento, se apoyó su idea de que la materia era continua y no atomista,

y esta idea prevaleció por más de 2000 años.

Leyes ponderales y teoría atómica de Dalton.

En 1661, Robert Boyle expresó que para saber cómo está hecha una sustancia es necesario

someterla a pruebas experimentales, con ello se dio inicio a una serie de experimentos

realizadas por diversos científicos que permitían comprobar el carácter atomístico de la materia.

En el año de 1700 d.C., ya los científicos basaban sus propuestas en experimentos y

observaciones más precisas.

Fue en 1772, cuando el francés Antoine Laurent Lavoisier al realizar mediciones sobre los

cambios en la materia, a los que él llamó cambios químicos, observó que la masa total de un

sistema antes y después del cambio, se conservaba. Lavoisiser realizó muchos experimentos y

en todos encontró la misma observación. Lavoisier resumió sus resultados en La ley de la


GENERAL.


conservación de la masa, llamada también, ley de la conservación de la materia, la cual

dice:

“EN UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LOS REACTIVOS ES SIEMPRE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LOS

PRODUCTOS” ,

ES DECIR

“EN UN CAMBIO QUÍMICO LA MATERIA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SÓLO SE TRANSFORMA”.

Con lo anterior entonces se inició una nueva etapa en la historia de la ciencia química, ya que al

afirmar que sólo se pueden hacer materiales nuevos si se altera la constitución de la materia, o

sea, la forma en la que los átomos están combinados.

A finales del siglo XVIII, muchos científicos, entre ellos, Proust, observaron que un mismo

compuesto siempre está constituido del mismo tipo de átomos y en proporciones idénticas. En

1779 Proust formuló una nueva ley conocida como ley de las proporciones definidas, llamada

también, ley de las proporciones constantes, la cual indica que:

“LOS ELEMENTOS QUE SE COMBINAN PARA FORMAR UN COMPUESTO,

SIEMPRE LO HACEN EN PROPORCIONES DEFINIDAS Y EN RELACIONES

SENCILLAS”.

Esta ley permite escribir correctamente una fórmula química, y determinan con precisión el

porcentaje en el que se encuentran sus átomos, siendo éste siempre el mismo en cualquier

parte de la sustancia.

Una tercera ley ponderal, fue emitida en 1792, por Jeremías Richter, la cual permite encontrar

para cada elemento la relación de combinación que se mantiene en los compuestos, dicha ley

indica:

“ LAS MASAS DE DOS ELEMENTOS DIFERENTES QUE SE COMBINAN CON UNA MISMA CANTIDAD DE UN TERCER

ELEMENTO, GUARDAN LA MISMA RELACIÓN QUE LAS MASAS DE AQUELLOS ELEMENTOS CUANDO SE COMBINAN

ENTRE SÍ”.


GENERAL.


Un ejemplo es el siguiente:

Cl2 + O → Cl2O

71 g

16 g 87 g

H2 + O → H2O

1 g

16g 18 g

Cl2 + H2 → 2 HCl

71 g 2 g 73 g

En 1803 el inglés, John Dalton, propuso una cuarta ley, ley de las proporciones múltiples,

donde estableció que:

“LOS ELEMENTOS SE PUEDEN COMBINAR EN MÁS DE UN CONJUNTO DE PROPORCIONES, Y CADA CONJUNTO

CORRESPONDE A UN COMPUESTO DIFERENTES”.

Ejemplos:

CO y CO2

1:1

1:2

H2O y H2O2

2:1 2:2


GENERAL.


Basándose en las leyes antes mencionadas, Dalton propuso su teoría atómica. Sus propuestas,

se han ido modificando, de acuerdo a los nuevos descubrimientos que se han dado, pero

muchas de ellas siguen vigentes y son la base del estudio de los átomos en la actualidad.

Los postulados de la teoría atómica de Dalton, son:

Los átomos son partículas individuales de materia que no puede subdividirse por ningún

proceso conocido.

Los átomos son tan indestructibles que resisten la aplicación de cualquier tipo de fuerza

conocida.

Los átomos que componen una sustancia elemental son similares entre sí en masa,

tamaño y en cualquier otra cualidad.

Los átomos de un elemento simple, por ejemplo, hidrógeno, oxígeno y carbono, difieren

en masa y otras propiedades de los de la sustancia elemental.

La combinación química se lleva a cabo cuando diferentes tipos de átomos elementales

se unen en proporciones numéricas simples para formar compuestos.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS.

Las investigaciones continuaron después de la propuesta de Dalton, y cada vez se fue

confirmando que los átomos estaban formados por partículas todavía más pequeñas, a las que

se les llama, partículas subatómicas.

A partir de 1930, se hicieron descubrimientos que indicaban la presencia de varios tipos de

partículas subatómicas, actualmente se han descubierto varias de ellas, pero algunas se

manifiestan en fracciones de segundo, lo cual impide su estudio minucioso, por ello, sólo se

conocen con exactitud las características de tres de ellas: el electrón, el protón y el neutrón.

Otras partículas como el mesón y el neutrino también son importantes, pero como su presencia

no afecta los cambios químicos, su estudio se da en el campo de la Física.

El descubrimiento de cada uno de ellos se debió principalmente a los estudios que se

empezaron a desarrollar acerca de la electricidad por Heinrich Geissler, Julios Plucker y

William Cookes, quienes realizaron experimentos haciendo pasar corrientes


GENERAL.


eléctricas a través de tubos de vidrio con vacío en su interior. Ellos observaron que los rayos

viajaban del cátodo (polo negativo) al ánodo (polo positivo) y que al llegar a éste lado, chocaban

con el vidrio y producían luminiscencia.

El protón y los rayos canales.

Sin embargo, en 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, descubrió en un tubo de rayos

catódicos una luminiscencia del lado del cátodo, probando con ello que había rayos positivos

que viajan en sentido contrario al de los rayos catódicos, y les llamó rayos canales.

Posteriormente, Jean Perrin, en 1895, demostró que los rayos canales consistían en partículas

cargadas positivamente, y J.J. Thomson, les dio el nombre de rayos positivos. Si se

introducían gases en los tubos, se observaba que en algunos de ellos, los átomos se convertían

de neutros a tener a carga eléctrica positiva. Se probó lo anterior con varios tipos de gases y se

concluyó que era el hidrógeno el que proporcionaba las partículas positivas con masa más

pequeña, y a éstas, Ernest Rutherford les llamó protones, en 1907.

J.J. Thomson y William Wein, determinaron la masa del protón en 1.673 x 10-24 g y el valor de

su carga en +1.602 x 10 -19 Coulombios. El símbolo del protón es p+ .

El electrón y el modelo atómico de Thomson.

En 1897, partiendo del descubrimiento de los rayos canales, Thomson propuso un modelo

atómico semejante a una gelatina con pasas. Dijo que el átomo era una esfera de electrificación

positiva en la que se encontraban incrustados los electrones.

Lo anterior lo logró proponer ya que al efectuar experimentos con los rayos catódicos llegó a la

conclusión de que éstos se componen de partículas negativas, que éstas eran idénticas no

importando el tipo de sustancias que se usara, que formaban parte de todo tipo de átomo y le

dio el nombre de electrón.

Posteriormente, en 1913, el estadounidense Robert A. Millikan, determinó que la carga del

electrón es de -1.602 x 10-19 Coulombios, así también, determinó su masa, siendo ésta de 9.102

x 10-28 g. El símbolo del electrón es : e-.

El neutrón y los experimentos de Chadwick.

Una vez descubiertos el electrón y el protón, consideradas como partículas fundamentales del

átomo, se pensó que eran las únicas partículas existentes, puesto que el átomo es neutro

eléctricamente, por lo que debe tener igual cantidad de partículas positivas que de negativas, y

que su suma debería de corresponder a la masa total del átomo.


GENERAL.


Más sin embargo, diversos experimentos indicaban que la masa de los átomos no correspondía

la suma de estas dos partículas descubiertas, por lo que se pensó en la existencia de una

tercera partícula que aportara la masa faltante, pero que no tuviera carga eléctrica.

Fue en 1932, cuando el inglés James Chadwick, cuando al bombardear berilio, observó la

emisión de partículas sin carga eléctrica pero de peso semejante al protón. Chadwick las

nombró neutrones. El símbolo del neutrón es: no

Posteriormente, se logró determinan que los protones y los neutrones se encuentran en el

núcleo del átomo y son los responsables de la masa del átomo, y que fuera del núcleo se

encuentran los electrones distribuidos girando alrededor del núcleo atómico.

Número atómico, masa atómica y número de masa.

Número atómico.

Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo. A este

número se le denomina número atómico y se representa con la letra Z.

“EL NÚMERO ATÓMICO REPRESENTA EL NÚMERO DE PROTONES QUE TIENE EL ÁTOMO EN SU NÚCLEO Y ES EL QUE

DETERMINA LA IDENTIDAD DE UN ELEMENTO, ASÍ COMO MUCHAS DE SUS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS”.

Como los átomos en su estado natural son neutros, es decir no tienen carga eléctrica, un átomo

debe tener igual número de electrones que de protones. Por lo tanto, el número atómico de un

elemento, representa también el número de electrones.

En la tabla periódica, se encuentra indicado este número atómico con el número por el cual

están organizados, en forma ascendente, los elementos. Así, al hidrógeno le corresponde el

número 1, ya que contiene un electrón y un protón.

Los números atómicos son siempre números enteros, pues los protones no existen forma

fraccionada.

Número de masa.

La mayor parte de la masa del átomo se encuentra en su núcleo y está formada por los

neutrones y los protones, que son las partículas fundamentales que tienen la mayor masa.


GENERAL.


“ A LA SUMA DEL NÚMERO DE PROTONES MÁS EL NÚMERO DE NEUTRONES, SE LE LLAMA NÚMERO DE MASA Y SE

REPRESENTA CON LA LETRA A”.

Ejemplo: el uranio tiene un número atómico de 92 (92 electrones y 92 protones) y un número de

masa de 238, lo cual se representa como:

Número de masa 238

Número atómico 92 U

Lo cual también se representa como uranio-23.

Masa atómica.

A finales del siglo XIX se creía que los átomos de un mismo elemento contenían el mismo

número de protones y de neutrones. Sin embargo, en 920, J.J. Thomson descubrió que el neón

tiene dos átomos con masas diferentes. Conociendo que los átomos son eléctricamente

neutros, Thomson dedujo que esos dos átomos del neón deberían tener diferente número de

neutrones, y encontró que existe un neón que tiene 10 neutrones y otro que contiene 12

neutrones, pero que ambos tienen 10 electrones y 10 protones.

20

10

Ne

22

10

Ne

Estudios posteriores demostraron que así como el neón, existen otros elementos cuyos átomos

varían en su número de neutrones, por ello:

“SE DA EL NOMBRE DE ISÓTOPOS A LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO QUE TIENEN IGUAL NÚMERO DE PROTONES,

PERO DIFERENTE CANTIDAD DE NEUTRONES.”


GENERAL.


La diferencia de neutrones trae una diferencia en el número de masa atómica de ese elemento

en particular y por ello se han calculado los porcentajes en los que se encuentran presentes los

isótopos de un elemento dado.

Por lo anterior se llama masa atómica al promedio ponderado de las masas de todos los

isótopos de ese elemento.

Isótopos y sus aplicaciones.

Los isótopos son entonces, átomos de un mismo elemento que difieren en el número de

neutrones que poseen, es decir con diferente número de masa. La mayor parte de los

elementos tienen varios isótopos.

Entre los elementos que presentan isótopos está los siguientes: el hidrógeno, el litio, el

carbono, plomo, uranio, silicio, oxígeno

Se han descubierto isótopos radiactivos y no radiactivos. Los isótopos radiactivos son

inestables, los no radiactivos son estables. Aproximadamente de los 350 isótopos presentes en

la naturaleza, alrededor de 80 de ellos son radiactivos.

A los isótopos radiactivos también se les llama radioisótopos, y son capaces de sufrir cambios

nucleares, convirtiéndose en otro tipo de átomos, que por lo general son isótopos estables

aunque también pueden originar otros isótopos también radiactivos. Un ejemplo es el siguiente:

226 Ra → 4 He + 222 Rn

Al tiempo requerido para que la mitad de la muestra de los isótopos radiactivos de un elemento

se desintegre, se le denomina vida media. Los isótopos varían mucho en cuanto a su vida

media; algunos tardan hasta años o milenios en perder la mitad de sus átomos, por ejemplo la

vida media del uranio-238 es de 4.51 x 109 años, y la del carbono-14 es de 5730 años, pero

otros pierden la mitad de sus átomos en fracciones de segundo como el fósforo-28 cuya vida

media es de 270x10-3 segundos.

A la parte de la Química que se encarga del estudio de los cambios nucleares que sufren los

isótopos radiactivos se le llama química nuclear.


GENERAL.


El uso de los isótopos radiactivos con fines pacíficos se da en la medicina con el uso del

cobalto-60 utilizado en el tratamiento del cáncer. En la agricultura la aplicación de los isótopos

radiactivos ha llevado a la obtención de cosechas más abundantes. También se usan en

geología, paleontología, antropología y arqueología para conocer la edad de los objetos o

restos de seres vivos que existieron hace cientos y miles de años midiendo en su composición

la presencia del carbono-14.

El uso de los isótopos radiactivos debe hacerse por expertos en el área ya que la exposición a

las radiaciones que ellos emiten pueden causar modificaciones en los genes y éstas

modificaciones transmitirse a los descendientes.

La radiación y el modelo de Rutherford.

En 1895, el francés Antoine Henry Becquerel estudiando los materiales fluorescentes, descubrió

en forma accidental la radiactividad. El tipo de material con el que trabaja era un mineral de

uranio y él descubrió que este mineral emitía espontáneamente algún tipo de radiación,

diferente a la de los rayos X. Posteriormente la científica polaca Marie Curie confirmó que

había materiales, como las sales de uranio, que emitían radiaciones espontáneamente y

partículas subatómicas debido a su núcleo atómico inestable. Así descubrieron varios

elementos radiactivos, entre ellos el radio (Ra) y el polonio (Po).

El científico neozeolandés Ernest Rutherford, observó que los rayos emitidos se desviaban en

diferentes direcciones y encontró tres tipos de radiaciones:

beta β y radiaciones gamma γ.

Las características de estas radiaciones son:

Tipo de radiación Símbolo Masa (u.m.a.) Carga

Alfa 4 2+

Beta β 0.00055 1-

Gamma γ 0 0

Al experimentar con estas radiaciones, Rutherford y sus alumnos, Ernest Marsden y Hans

Geiger, determinaron que la carga positiva de los átomos de los elementos estaba en el

núcleo, así como su masa, y que los electrones estaban fuera del núcleo, con carga eléctrica

negativa y con masa insignificativa.


GENERAL.


Modelo atómico actual.

Los números cuánticos (n, l, m) y los modelos de Bohr y Sommerfeld.

Para explicar el modelo atómico actual es necesario conocer algunos acontecimientos y

personajes que contribuyeron con sus experimentos y observaciones a la construcción del

modelo actual.

Rutherford había propuesto la existencia de un núcleo atómico formado por neutrones y

protones e indicaba que los electrones giraban alrededor de este núcleo, más sin embargo no

especificaba cómo se distribuían.

En 1900, Max Planck, logra dar una explicación de por qué los cuerpos calientes emiten

radiaciones diciendo que las emisiones se dan en paquetes de energía a los que llamó cuanto

o quantum, que significa. Cantidad elemental. Así, las emisiones de luz y color dada por los

cuerpos cuando se queman se deben a la emisión de este tipo de paquetes de energía y dicha

emisión origina colores únicos para cada tipo de elemento. A la propuesta de Planck se le

llama: Teoría cuántica.

Con base a esta teoría, Niels Bohr, en 1913, propuso un modelo atómico para explicar el

espectro formado por el hidrógeno cuando emite radicaciones. Para ello, Bohr propuso que los

electrones de los átomos se localizan sólo en ciertos niveles de energía, específicos, a los que

él llamó, orbitales, y representó la diferencia de energía entre un orbital y otro, como un cuanto

de energía. Planteó que cuando un electrón gana un cuanto de energía salta a un orbital

superior alejándose del núcleo pasando a un estado de mayor energía o estado excitado. Por

el contrario, si un electrón pierde un cuanto de energía, cae a un orbital inferior, más cercano al

núcleo y la energía perdida se emite como radiación de luz y color. Cuando u átomo tiene a

todos sus electrones en los niveles más bajos de energía se dice que esta en estado basal.

En el modelo de Bohr, cada órbita o nivel de energía permitido se le asigna un número entero

llamado n o número cuántico principal cuyos valores van desde 1 hasta el infinito. También

determino que cada nivel de energía sólo puede contener cierto número de electrones,

determinado por la fórmula 2n2, donde n es el número de nivel de energía. A este modelo se le

llama : Modelo planetario.


GENERAL.


Nivel de energía Cálculo

2 n2

Máximo de electrones que

puede contener.

1 2(12) 2

2 2(22) 8

3 2 (33) 18

4 2(44) 32

En 1916, Arnold Sommerfield introdujo en el modelo de Bohr, dos números cuánticos,

denominados número cuántico secundario o azimutal (l ) y número cuántico magnético

(m).

Sommerfield propuso que los electrones pueden moverse no sólo en órbitas circulares sino

también en órbitas elípticas, para ello propuso también, la existencia de subniveles de energía,

cuyos valores van desde cero hasta n-1

Valor de n Valores de l Cantidad posible de

subniveles

1 0 1

2 0, 1 2

3 0, 1, 2 3

4 0,1,2,3 4

El número cuántico magnético o m, permitió explicar la emisión de radiaciones cuando el

átomo se encuentra en un campo magnético, además de definir la orientación espacial del

orbital. Toma valores enteros desde – l hasta +l pasando por el 0. para cada valor de m, se

tienen subniveles de energía con orientaciones espaciales diferentes y cantidades diferentes de

electrones que pueden soportar. Se asignan las iniciales de s (sharp), p (principal) , d

(diffuse), f (fundamental) , para identificarlos, correspondiendo para s un máximo de dos

electrones, para p un máximo de 6 electrones, para d un máximo de 10 electrones y para f un

máximo de 14 electrones


GENERAL.


Los orbitales atómicos.

El modelo atómico de Boro y Sommerfeld estableció con claridad el concepto de niveles y

suniveles de energía definidos en el interior del los átomos, donde se localizan los electrones.

En 1924 el francés Luis de Broglie, alumno de Bohr, propuso la idea de que si la luz tiene la

dualidad de comportarse como luz y como onda, entonces los electrones podrían mostrar el

mismo comportamiento.

Fue en 1926 el austriaco Edwin Schrödinger, también alumno de Bohr, desarrolló ecuaciones

matemáticas las cuales predicen los estados de energía permitidos para un electrón y una alta

probabilidad de encontrar ese electrón en una región dada del espacio en torno al núcleo

atómico. A este espacio se le llama orbital. Con esta aportación se enriquecía la Teoría de

mecánica quántica iniciada por Planck.


GENERAL.


Valor de

n

Valor de

l

Valor de

m

Tipo de

subnivel Orientaciones

Cantidad de electrones por

nivel

1 0 0 s s 2

2

0 0 s s

8 1

-1

p

px

0 py

+1 pz

3

0 0 s s

18

1

-1

p

px

0 py

+1 pz

2

-2

d

dz2

-1 dxz

0 dyz

+1 dxy

+2 dx2 – y

2

4

0 0 s s

32

1

-1

p

px

0 py

+1 pz

2

-2

d

dz2

-1 dzy

0 dxz

+1 dxy

+2 dx2 – y

2

3

-3

f

fz3

-2 fxz2

-1 fyz2

0 fxyz

+1 fz(x2 – y2)

+2 fx(x2-y2)

+3 fy(3x2-y2)


GENERAL.


Un cuarto número cuántico, llamado spin, “s” representado también como ms , describe la

orientación del giro del electrón, los valores para el número cuántico spin son: + ½ ↑ y - ½↓ .

Cada orbital puede tener como máximo dos electrones, uno con giro positivo y uno con giro

negativo.

Este número cuántico es aplicado en la Ecuación de Dirac-Jordan , la cual establece con

mayor exactitud la distribución de los electrones.

Posteriormente otro discípulo de Bohr, Werner Heisenberg, en 1927 propuso el Principio de

incertidumbre, el cual establece que :

“DADO QUE EL ELECTRÓN PRESENTA DUALIDAD DE COMPORTAMIENTO (PARTÍCULA Y ONDA), ES IMPOSIBLE

DETERMINAR CON EXACTITUD Y EN FORMA SIMULTÁNEA LA POSICIÓN Y VELOCIDAD DE UN ELECTRÓN.”

Por lo anterior, sólo se puede determinar con alto grado de probabilidad el lugar donde un

electrón se puede encontrar, a este espacio se le llama orbital, o reempe (región espacio

energética de mayor probabilidad estadística).

Así también, Schrödinger, dedujo que sólo dos electrones podrían coexistir en un mismo

orbital.

La configuración electrónica.

Se llama configuración electrónica a la distribución de los electrones de un átomo en sus

diferentes niveles, subniveles y orbitales energéticos, de forma que la distribución sea la más

estable, es decir la de menor energía. En un átomo en estado basal, los electrones se

encuentran distribuidos en los niveles, subniveles y orbitales de menor energía.

Para hacer la colocación de cada electrón se siguen algunos principios. Uno de ellos es el

Principio de incertidumbre de Heisenberg, ya comentado anteriormente.

Otro principio es el principio de exclusión de Pauli, quien en 1925 determino que cada

electrón de un átomo debe tener sus cuatro números cuánticos diferentes a cualquier otro

electrón del mismo átomo.

Así también, el Principio de edificación progresiva o Principio de Aufbau, indica que los

electrones deben de acomodarse primero en los orbitales de menor energía y para ello se sigue

la siguiente figura, llamada Regla de las diagonales.


GENERAL.


1s

2s

2p

3s

3p 3d

4s

4p 4d 4f

5s

5p 5d 5f

6s

6p 6d 6f

7s

7p 7d


GENERAL.


El Principio de máxima multiplicidad o Regla de Hud indica que los electrones entran de uno

en uno a los orbitales de la misma energía. Cuando estos orbitales contienen ya un electrón

cada uno todos con el mismo espín, entonces pueden empezar a saturarse con otros

electrones, formando el par correspondiente.

Otra forma de mostrar la distribución de los electrones de un elemento, es utilizando la

configuración Kernel (centro), para su desarrollo se utilizan los electrones de cada gas noble

anterior más cercano y a partir de ahí se sigue la secuencia.

Cuando se dibuja el diagrama energético cumpliendo con las reglas y principios anteriores, el

último electrón que se coloca se llama electrón diferencial. Este electrón es el que le otorga al

átomo las propiedades físicas y químicas que lo distinguen de los átomos de otros elementos.

EJERCICIOS DE RETROALIMENTACIÓN. BLOQUE III

ACTIVIDAD 1. Completa el siguiente cuadro.

LEYES PONDERALES.

CIENTÍFICO NOMBRE DE LA LEY ENUNCIADO.


GENERAL.


ACTIVIDAD 2. Escribe a que ley hace referencia en cada caso.

Caso presentado. Ley

Una molécula de agua siempre está formada

por dos átomos de hidrógeno y uno de

oxígeno.

El agua oxigenada contiene dos átomos de

hidrógeno y dos átomos de oxígeno. (H2 O2)

Un pedazo de madera se quema y se

transforma en cenizas y humo.

El amoniaco se combina en una relación

constante de de un átomo de nitrógeno y tres

de hidrógeno (NH3)

Actividad 3. Indica si el enunciado es falso o verdadero.

ENUNCIADO FALSO VERDADERO

El átomo es divisible.

El electrón, el protón y el neutrón son partículas subatómicas.

El protón se encuentra en el núcleo del átomo

El electrón tiene carga eléctrica negativa.

El neutrón carece de forma.

El número de electrones es igual a l número de protones.

Los protones y los neutrones también se llaman nucleones.

Los protones y los neutrones se encuentran ene. Núcleo del átomo.

Los electrones giran alrededor del núcleo atómico.

Los protones y los neutrones determinan la masa del átomo.


GENERAL.


El electrón determina la capacidad de combinarse (reactividad) de

un átomo.

Existen otras subpartículas atómicas además del protón, neutrón y

el electrón.

ACTIVIDAD 4.

Escribe en el cuadro siguiente las principales características de las tres partículas subatómicas:

Partículas

subatómicas

Masa Tipo de carga

eléctrica

Lugar en el

átomo

Científico que

lo descubrió

Electrón

Protón

Neutrón

ACTIVIDAD 5. Escribe en los espacios el nombre del científico a que se hace referencia en

cada oración.

El descubrimiento de los rayos catódicos por parte de _________________ fue de vital

importancia, ya que a partir de él se descubrieron las partículas subatómicas.

El estadounidense ______________obtuvo la primera medida exacta de la carga del electrón.

También, _______________pudo a partir de sus experimentos, descubrir los protones. Los

neutrones fueron descubiertos por _______________.


GENERAL.


ACTIVIDAD 6. Representa el símbolo nuclear para:

Isótopo estroncio-90

Isótopo yodo-128

Isótopo cobalto-60

Isótopo carbono-14

ACTIVIDAD 7. Completa la tabla indicando los datos que se te piden para elemento.

Elemento Símbolo Z A No. de

electrones

No. de

protones

No. de

neutrones

Total de

subpartículas

Sodio

Calcio

Aluminio

Carbono

Nitrógeno

Oxigeno

Flúor


GENERAL.


Neón

Fierro

Cobre

ACTIVIDAD 8. Completa la siguiente tabla..

Especie

atómica

Z A Protones Electrones Neutrones Total de

subpartículas.

I 53 74

Mg+2 24 12

As 18 22

Sn+4 50 69

Ni 59 31

S-2 16 16


GENERAL.


ACTIVIDAD 9.

Indica el número de neutrones, protones y electrones de cada una de las siguientes especies

atómicas.

Especie atómica e- p+ no Especie atómica e- p+ no Especie

atómica

e- p+ no

40

20

Ca 42

16

S 60

27

Co

24

12

Mg+2 58

26

Fe+3 31

15

P-3

ACTIVIDAD 10. Calcula la masa atómica de los siguientes elementos considerando los

isótopos que lo forman. Utiliza la fórmula siguiente:

Masa atómica promedio = (A1 x %1) + ( A2 x %2)

100

a. Silicio, si 92.21 % de sus átomos tienen una masa de 28 u.m.a., 4.7 % de 29

u.m.a y 3.09 % de 30 u.m.a.

b. Cloro, si el 75.4 % de sus átomos tiene una masa de 35 y el 24.6 % tiene una

masa 37 u.m.a.

c. Del plomo, si un 1.48 % tiene una masa de 204, el 23.6 % una masa de 206, el

22.6 % una masa de 207 y 52.3 % una masa de 208.

d. El uranio, si el 0.01 % tiene una masa de 234, el 0.72 % una masa de 235 y el

99.27 % una masa de 238.

e. Del argón cuyos isótopos tienen las masas de 35.968, 37.963 y 39.962, con una

abundancia respectivamente de 0.337%, 0.063 % y 99.6%.


GENERAL.


ACTIVIDAD 11. Determina como falso o verdadero las siguientes afirmaciones.

Enunciado F V

El átomo tiene un núcleo positivo eléctricamente..

Rutherford descubrió la existencia del núcleo.

Geiger fue un ayudante de Bohr.

Los cuantos fueron propuestos por Rutherford

Boro aportó el concepto de órbitas elípticas.

El modelo de Rutherford se parece aun modelo planetario.

El modelo atómico más actual es el de Bohr.

En la ciencia los logros se deben a una sola persona.

En la ecuación de Sommerfeld se trabajan los tres primeros números cuánticos.

El número cuántico spin esta presente en la ecuación de Dirac-Jordan, pero no en

la Rutherford..

Nies Bohr propuso el término de órbita.

ACTIVIDAD 12. Indica a que número cuántico ( n, l, m, ms ) hace referencia cada enunciado.

Enunciado Número cuántico

(n, l, m, ms)

Describe el giro del electrón.

Puede adquirir valores de -3 a +3

Indica lo subniveles.

Es el que designa los niveles principales de energía.

Fue una aportación de Bohr.


GENERAL.


Lo propuso Sommerfeld.

Es el que adquiere menor número de valores.

Recibe también el nombre de spin.

Su valor máximo es 7

Indica la orientación de los orbitales en un campo

magnético.

ACTIVIDAD 13. Desarrolla la configuración electrónica de cada uno de los siguientes

elementos.

Elemento. Configuración electrónica.

Calcio

Yodo.

Carbono

Plata

Magnesio

Manganeso

Fierro.

Cobre

Sodio

Aluminio


GENERAL.


ACTIVIDAD 14. De cada uno de los elementos anteriores señala de su electrón diferencial, sus

cuatro números cuánticos.

Elemento Números cuánticos del electrón diferencial

n l m ms

Calcio

Yodo.

Carbono

Plata

Magnesio

Manganeso

Fierro.

Cobre

Sodio

Aluminio

ACTIVIDAD 14. Desarrolla la configuración electrónica Kernel de los siguientes elementos.

Elemento. Configuración electrónica Kernel..

Fósforo

Antimonio

Fluor

Potasio

Uranio

Cobalto


GENERAL.


Oro

Tecnecio

Zinc

Mercurio


GENERAL.


BLOQUE IV

INTERPRETAS LA TABLA PERIÓDICA

EVOLUCIÓN HISTÓRICA

El siglo XIX se caracterizó por un enorme desarrollo científico. Hacia el año de 1830 se habían

identificado aproximadamente 55 elementos y se intentaban diversas formas de cómo

organizarlos.

En 1817, J. W Döbereiner observó la existencia de tríadas de elementos que se

comportaban de modo semejante, en los que el elemento medio tenía peso atómico

que se aproximaba al promedio de los pesos de los otros dos elementos; así también,

éste átomo presentaba el promedio de los valores de las propiedades de los otros dos

elementos.

En 1863, John Newlands, un químico ingles, sugirió otra clasificación . Él colocó los

elementos en orden de sus masas atómicas ascendentes y notó que parecía haber una

repetición de propiedades semejantes cada ocho elementos. Por lo tanto, colocó los

elementos conocidos en aquel entonces en siete grupos de siete elementos cada uno (

entonces no se conocían los gases nobles). Newlands se refirió a este arreglo como la

Ley de las Octavas.

En 1869, simultáneamente Mendeleiev y Meyer publicaron sus ordenamientos

periódicos de los elementos. Con base a un ordenamiento creciente de masas atómicas

agruparon los elementos en una tabla de ocho columnas. Sin embargo, Mendeleiev

tuvo que dejar algunos espacios en blanco para poder agrupar todos los elementos con

propiedades similares en la misma columna. Para explicar estos espacios en blanco,

Mendeleiev sugirió que había elementos aún no descubiertos y así predijo las

propiedades y las masas atómicas de varios elementos que eran desconocidos en

aquel tiempo. Hoy en día los otros elementos ya se han descubierto y se ha encontrado

que las predicciones de Mendeleiev estaban bastantes correctas.

En la tabla de Mendleiev, los elementos se colocaban en orden de masas atómicas

ascendentes. la tabla mostraba que las propiedades de los elementos como una

función periódica de sus masas atómicas. Esta aseveración se llama la Ley Periódica.


GENERAL.


Había un problema con la tabla de Mendeleiev ya que algunos pares de átomos no

cumplían con la condición de masa atómica ascendente como eran el telurio y el yodo,

el cobalto y el níquel, el argón y el potasio.

Henry Moseley encontró la razón para estas aparentes excepciones a la regla. Por

medio de experimentos usando rayos X, propuso que los elementos se ordenaran con

base a su número atómico y no a su masa atómica, resolviendo de esta manera las

"irregularidades" encontradas en la tabla de Mendeleiev. El enunciado actual de la Ley

Periódica Moderna es que las propiedades de los elementos son una función periódica

de sus números atómicos.

Ubicación y clasificación de los elementos.

La tabla periódica se construyó originalmente, colocando los elementos con

propiedades similares en una columna. Ahora se sabe que las propiedades químicas de

un átomo están determinadas por su configuración electrónica. Por lo tanto, la tabla se

ha construido basándose en las configuraciones electrónicas. Invirtiendo el

procedimiento a través del cual se construyó la tabla, se puede utilizar la tabla para

"leer" la configuración electrónica de un elemento. Los elementos en las columnas

encabezadas por la "A" tienen su electrón de más alta energía en un subnivel externo s

o p . Aquellos elementos que están en las columnas encabezadas con "B" tienen su

electrón de más alta energía en un subnivel d, o sea, en un nivel más bajo que el de la

capa más externa.

Por lo tanto, la configuración de cualquier elemento en el grupo IA terminará en s1. Esta

configuración significa que la capa externa de cada átomo en el grupo IA contiene un

electrón. El coeficiente de s1 se puede encontrar fácilmente en la tabla, porque el

número del periodo indica el nivel energético externo. Para el grupo IIA, los electrones

diferenciales están en s2; para los grupos del IIIA al VIIIA las terminaciones van del p1 al

p6, precedidas por el coeficiente que indica el nivel n correspondiente.

Para los grupos desde el IIIB hasta el IIB, las terminaciones son desde el d1 al d10, con

un coeficiente que siempre es menor que el número del periodo, ya que estará siempre

precedido por un subnivel s, cuyo número cuántico principal es mayor por uno.

Para los lantánidos, las terminaciones son desde f1 hasta f14, precedido por un

coeficiente que es dos veces menor que el número del periodo.


GENERAL.


Grupos periodos. Bloques, s, p, d, f.

Los grupos o familias, son las agrupaciones verticales que se encuentran en la tabla

periódica, y en ellas se encuentran los elementos con configuraciones electrónicas

semejantes en la capa externa y por ello, con propiedades semejantes.

Los grupos de los elementos se numeran del IA al VIIA, y del IB al VIIB, el VIII y los

gases nobles. A los elementos de los grupos A se les llama con frecuencia

representativos y llenan de electrones los subniveles s y p. A los elementos de los

grupos B se les llama elementos de transición y llenan los subineveles d y f .

Los elementos que comprenden cada familia tienen estructuras semejantes del nivel

exterior de energía. En los átomos de los elementos del grupo A el número de

electrones en el nivel externo de energía es idéntico al número de grupo. Al grupo IA se

les llama de los metales alcalinos. Cada átomo de esta familia tiene un electrón s en el

nivel externo.

Los átomos del grupo IIA, llamados de los metales alcalinotérreos, tienen cada uno dos

electrones s en su nivel externo.

Al grupo VII A se le llama de los halógenos; cada uno de sus átomos tiene siete

electrones ( 2 en s y cinco en p ) en su nivel externo de energía.

El grupo VIIIA es llamado de los gases nobles, y cada uno de sus elementos tiene en

su último nivel de energía 8 electrones en su nivel externo de energía, excepto el helio

que tiene 2. Son gases de extremada baja reactividad química debido a que su última

capa electrónica externa es muy estable, ya que consiste en orbitales llenos s y p.

Todos los gases nobles, a excepto del radón, se encuentran en la atmósfera. El argón

es el más abundante.

Los grupos B o elementos de transición se encuentran en los periodos 4,5,6 y 7 y se

caracterizan por un número en aumento de los electrones en d o f en una capa interna.

Todos tienen uno o dos electrones en su capa externa. En el periodo 4, los electrones

entran en el subnivel 3d; en el periodo 5, en el nivel 4d; en el periodo 6, los elementos

de transición comprenden a la serie de los lantánidos y los electrones entran en el

subnivel 4f. El séptimo periodo de los elementos está incompleto y comprende a la serie

de los actínidos en la que los electrones entran en los subniveles 5f y 6d.

Todos los elementos de transición son metales, con frecuencia se presentan como

cristales de bellos colores.


GENERAL.


El radio atómico en una familia aumenta de arriba a abajo porque cada átomo contiene

progresivamente más electrones en su nivel principal de energía más externos.

Los elementos ubicados en la parte inferior de un grupo tienden a ser de propiedades

más metálicas que los que están en la parte superior. Esto es más notable en los

grupos IVA al VIIA.

Los elementos dentro de un grupo A tienen el mismo número de electrones en su capa

externa y muestran propiedades químicas estrechamente relacionadas. Los elementos

de los grupos B tienen cierta semejanza en su estructura electrónica y también

muestran algunas semejanzas en propiedades químicas.

El Comité de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), ha

recomendado una nueva numeración para los grupos de la Tabla Periódica, esta nueva

disposición numera los grupos del 1 al 18 yendo de derecha a izquierda.

Los periodos.

Los elementos en la Tabla periódica se encuentran dispuestos horizontalmente en

sucesión numérica de acuerdo a sus números atómicos. Así, llenan siete renglones o

líneas horizontales llamadas periodos, cada uno, a excepción del primero inicia con un

metal alcalino y termina con un gas noble.

A los tres primeros periodos se les llama periodos cortos a los cuatro restantes se les

llama periodos largos.

El número de cada periodo corresponde al número de nivel externo de energía con

electrones.

En el primer periodo se encuentran dos gases, el Hidrógeno y el Helio.

Al pasar de izquierda a derecha, los elementos de los periodos 2 al 6, varían de desde

fuertemente metálicos hasta no metálicos al final del periodo. El periodo 7 está

incompleto pero inicia igual con un elemento fuertemente metálico.

Comenzando con el tercer elemento de los periodos largos, 4, 5, 6 y 7, las capas

interiores de electrones en orbitales d y f comienzan a llenarse formando elementos de

transición.

Los radios atómicos de los elementos dentro de un periodo disminuyen a medida que

aumenta la carga positiva en el núcleo, esto debido a que esta carga positiva ejerce

una fuerza de atracción mayor sobre los electrones haciendo que el átomo sea más


GENERAL.


pequeño. Por lo anterior, el tamaño de los átomos se hace menor de izquierda a

derecha.

Bloques o clases.

Con base a las configuraciones electrónicas, los elementos se han agrupado en clases,

que son grupos de elementos que tienen su última capa de energía en un mismo tipo

de subnivel. Así los elementos de los grupos IA y IIA, pertenecen a la clase s, ya que en

su último nivel de energía tiene un subnivel s. Los grupos IIIA a VIIIA, son la clase p; los

grupos I B a VIIIB, son la clase d y los elementos de los actínidos y los lantánidos

pertenecen a la clase f.

Metales, no-metales y semimetales. Su importancia socioeconómica.

En la tabla periódica la mayoría de los elementos son metales y el estado que

prevalece es el sólido. Los elementos que aparecen después del uranio son sintéticos,

es decir, no se encuentran en la naturaleza sino que son fabricados artificialmente por

el hombre. La clasificación de los elementos en metales, no metales y semimetales o

metaloides, es con base a sus propiedades químicas.

Los metales.

Los grupos IA y IIA de la Tabla Periódica contienen los metales más activos. También

son metales los elementos de los grupos B.

Las propiedades físicas de los metales es que son sólidos a temperatura ambiente,

excepto el mercurio, tienen brillo o lustre, son buenos conductores del calor y la

electricidad; son maleables (se pueden laminar), son dúctiles (se pueden hacer

alambres), tiene alto punto de fusión y alta densidad. Entre sus propiedades químicas

es que tienen poca tendencia a combinarse entre sí para formar compuestos. Pero

muchos metales se combinan fácilmente con los no metales para formar compuestos

principalmente iónicos; los metales muy activos se encuentran en la naturaleza en

forma de compuestos, los menos activos se encuentran en forma libre o nativa.

Una de las características de los metales es que contienen pocos electrones en su capa

externa, así como regla general: a los elementos con tres o menos electrones en su

capa externa se les considera como metales.


GENERAL.


La mayoría de los elementos son metálicos y las características metálicas van en

aumento hacia la parte de abajo de la tabla.

Los metales alcalinos son metales blandos, de color gris plateado, con densidades

muy bajas, conducen el calor y la electricidad, reaccionan fácilmente con el agua, el

oxígeno y otras sustancias, no se encuentran libres en la naturaleza por ser altamente

reactivos. El sodio y el potasio son los más comunes, siendo el cloruro de sodio y el

cloruro de potasio los compuestos más importantes industrialmente. Los depósitos de

ellos se encuentran en Nuevo México y California.

Los metales alcalinotérreos, tienen puntos de fusión y densidades mayores a los

metales alcalinos. El más abundante es el calcio ya que alrededor del 4% de la corteza

terrestre está formada por compuestos con calcio, sus compuestos se usan para

producir materiales de construcción como la cal y el cemento, el calcio es muy

importante para el cuidado de os huesos y dientes. El magnesio se emplea en

aleaciones con aluminio para producir aviones y proyectiles. El berilio y es usado en

aleaciones que no producen chispas para resortes y electrodos para soldadura. Los

compuestos del bario se usan en pigmentos blancos y finalmente, el radio es un metal

radiactivo.

Los metales de transición, tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados y son

menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Algunos se encuentran

libres como el oro, la plata, el hierro y el manganeso. Muchos de sus compuestos son

coloridos. El cobre se usa principalmente en aplicaciones eléctricas, el oro, la plata en

acuñaciones y joyería. El cromo, el hierro, el cobalto, el níquel y el zinc, se emplean en

la fabricación de herramientas y materiales para construcción.

Los metales de transición interna, son blandos y maleables, se emplean en piedras

para encendedores, lámparas, láseres, agentes colorantes para vidrios, y cinescopios

de televisión. a estos metales también se le llama “tierras raras”. Por su escasez en la

naturaleza y su dificultad para obtenerlos libres.

Los No – metales.

Al otro lado de la Tabla, se encuentran los no metales en los grupos IVA, VA,VIA, VIIA .

El grupo VIA se le llama familia de los calcógenos, el grupo VII A se le llama de los

Halógenos.

Entre las propiedades físicas de los no metales se tiene que no son lustrosos, con

puntos de fusión y densidad relativamente bajas, son malos conductores de la


GENERAL.


electricidad y del calor. El carbono, el fósforo, el azufre, el selenio y el yodo son sólidos;

el bromo es líquido y el resto son gases.

Entre sus propiedades químicas destacan que se combinan entre sí para formar

compuestos moleculares. El flúor es el no metal más activo y se combina con casi todos

los demás.

A los elementos con cinco o mas electrones en su última capa se les considera no

metales. Sin embargo, hay algunas excepciones, ya que algunos elementos muestran

propiedades tanto de metales como de no metales, a estos elementos se les llama

metaloides.

En la tabla periódica se marca una línea gruesa y escalonada en el lado derecho, que

separa a los metales de los no metales, los elementos que se encuentran cercanos a la

línea son los semimetales o metaloides.

Estos elementos muestran propiedades físicas y químicas de los metales y otros de los

no metales. El más conocido es el silicio debido a sus propiedades semiconductoras

que hicieron posible el desarrollo de las computadoras.

La capacidad de ser semiconductores hacen del silicio, el germanio y el arsénico

elementos sumamente valiosos en la industria de la comunicación electrónica

Elementos químicos y su importancia industrial en México.

México cuenta con una gran variedad de recursos minerales y no minerales que lo

hacen autosuficiente en algunos casos.

Nuestra historia cuenta que en México se tienen conocimientos metalúrgicos desde la

antigüedad. Cuando los conquistadores llegaron a México encontraron un gran trabajo

de metales preciosos como el oro y la plata, el uso de cobre en alfarería y elaboración

de pinturas. La metalurgia del hierro se introdujo en México en a época de la Colonia

iniciando así la explotación de los recursos mineros a gran escala. En la actualidad

México es un país productor de oro, plata, cobre, plomo, carbón, hierro y azufre. Los

principales yacimientos se encuentran en las zonas montañosas del Norte del país y

centro como Baja California, Chihuahua, Sonora, Sinaloa, Guanajuato, San Luis Potosí,

Hidalgo, Zacatecas y Michoacán.

Los metales importantes en México, de donde se obtienen múltiples compuestos, se

clasifican en:


GENERAL.


2. Metales siderúrgicos: básicamente se refieren a la obtención de hierro,

refinación y adición de aleantes para obtener la gran cantidad de aceros

existentes, que se utilizan en la fabricación de maquinaria pesada y en la

industria de la construcción.

3. Metales industriales no ferrosos. Entre ellos se encuentran:

a. Cobre. Se emplea principalmente en la elaboración de cables para

electrificación, fabricación de motores eléctricos, bobinas, aleaciones con oro,

con zinc, con estaño, usadas en orfebrería y joyería.

b. Zinc. Se emplea para recubrir el hierro (galvanizado), en la aleación con el cobre

para obtener latón, en pinturas y en medicinas.

c. Arsénico. En aleaciones con plomo y cobre, en agricultura como insecticida y

como decolorante de vidrios.

d. Antimonio. Combinado con azufre se usa como componente de aleaciones

tipográficas, se utiliza en medicina, en aleación con plomo se obtiene metal de

imprentas y se emplea en la fabricación de municiones, cerillos, caucho y vidrio.

e. Cadmio. Se usa en lugar del zinc para revestimiento del hierro como protección

para la corrosión, se adiciona con cobre para aumentar la tenacidad de los

metales y obtención de pinturas amarillas.

f. Bismuto. Se emplea en las aleaciones de tipografía y en diferentes aparatos

contra incendios. Tiene la propiedad de superconductividad eléctrica a

temperaturas cercanas al cero absoluto.

g. Estaño. Se usa en el recubrimiento de hierro 8en las latas de conservas)

estañado, con el plomo forma aleaciones de uso industrial muy amplio.

h. Plomo. Se utiliza en la elaboración de placas para cumuladores, balas y

perdigones, pantallas protectoras contra radioactividad, en la elaboración de

pinturas blancas, aleaciones con otros metales, antidetonantes de gasolina.

i. Aluminio. Se utiliza en la elaboración de aviones y automóviles, cancelería y

utensilios domésticos.

j. Azufre. Usado en la elaboración de fertilizantes, medicamentos, insecticidas,

productos petroquímicos.


GENERAL.


k. Cobalto. Debido a su alta resistencia al calor, la corrosión y la fricción se emplea

en la producción de herramientas mecánicas de alta velocidad y motores. Para la

elaboración de vidrio azul, es catalizador, su isótopo radiactivo se utiliza en la

producción de radicaciones gamma.

l. Fluor. Usado en a elaboración de detergentes, plásticos, lacas, cerillos,

explosivos, refinación de azúcar, industria textil, fotografía, fertilizantes,

cerámicas, pinturas, alimentos para ves y ganados, pastas dentales.

m. Mercurio. Usado en la elaboración de instrumentos de precisión como

termómetros, barómetros, en las amalgamas dentales, armas para preparar

cloro, y sosa, en medicamentos, insecticidas, fungicidas y bactericidas.

n. Uranio. Utilizado como combustible nuclear, al igual que el torio, sus yacimientos

están protegidos con leyes exclusivas.

Actualmente cuenta con la mayor parte de sustancias químicas utilizadas en la

industria; sin embargo, también tiene que importar grandes cantidades de aquellas con

que o cuenta en sus reservas naturales.


GENERAL.


EJERCICIOS DE RETROALIMENTACIÓN. Bloque IV

ACTIVIDAD 1. Clasifica los siguientes elementos ubicándolos en la casilla correspondiente:

Li, Mg, Xe, Ca, Rn, Be, Fe, Co, F, Cl, He, I, Rb, Ag, Au, Ne, Br, Na, K, Cs, Mn, Kr, Cu, H, He.

Metales

alcalinos

Metales

alcalinotérreos.

Metales de

transición

Halógenos Gases nobles.

ACTIVIDAD 16. Clasifica los mismos elementos anteriores en la siguiente tabla.

ELEMENTO SÍMBOLO CLASE GRUPO PERIODO CARÁCTER

(METAL, NO

METAL,

METALOIDE)


GENERAL.



GENERAL.


BLOQUE V

INTERPRETAS ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES

ENLACES QUÍMICOS.

La materia está constituida por átomos y éstos están organizados en su estructura, ya que a su

vez los átomos están formados por partículas subatómicas: los electrones, los protones y los

neutrones, estas partículas son iguales en esencia en todo los átomos, pero se encuentran en

diferente cantidad en cada uno de ellos, los que los hace diferentes en sus propiedades físicas

y químicas.

Los átomos se pueden unir entre ellos para originar sustancias. Estas sustancias son de dos

tipos generales: las formadas por iones y las formadas por moléculas. Lo que determina que

una sustancia sea de un tipo o de otro depende de la estructura electrónica de los átomos que

la conforman y a su vez, de las fuerzas de atracción que exista entre el núcleo de los átomos y

los electrones, tanto del mismo átomo como del átomo o átomos con que se va a unir.

Cuando los átomos se atraen para formar sustancias hay un intercambio de los electrones que

se encuentran en el nivel electrónico más externo, a éstos electrones se les llama electrones

de valencia. Así, puede suceder cualquiera de los siguientes casos: que se donen, ganen o

compartan electrones. La atracción electrónica entre estos electrones de valencia es lo que se

llama enlace químico.

Linus Pauling, dio la siguiente definición de enlace químico : “ la fuerza de enlace entre los

átomos, debe ser de una magnitud tal que conduzca a la formación de un agregado

atómico de estabilidad suficiente que garantice su consideración como una especie

independiente.” Cuando unos átomos forman un enlace, los átomos que lo componen

adquieren un ordenamiento electrónico más estable que cuando se encontraban aislados.

En el caso de las sustancias formadas por moléculas, las uniones son de dos tipos:

interacciones fuertes, o fuerzas interatómicas, intramoleculares o enlaces químicos, y las

interacciones débiles o fuerzas intermoleculares.

En los enlaces interatómicos se reconocen a su vez tres tipos: enlace iónico, enlace covalente y

enlace metálico.

En los enlaces intramoleculares, o fuerzas entre las moléculas, se clasifican dos: las fuerzas

entre moléculas neutras eléctricamente, llamadas fuerzas de Van Der Waals (fuerzas dipolo-

dipolo, fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno); y las fuerzas entre

moléculas polares con presencia de iones, llamadas fuerzas ion-dipoloo.


GENERAL.


ENLACES QUÍMICOS

INTERATÓMICOS

O INTRAMOLECULARES

INTERMOLECULARES

IÓNICO COVALENTE METÁLICO

POLAR NO POLAR COORDINADO

F U E R Z A S D E

L O N D O N

F U E R Z A S D I P O L O - D I P O L O

P U E N T E S D E H I D R Ó G E N O

FUERZAS ION-

DIPOLO

MOLÉCULAS

NEUTRAS


GENERAL.


Regla del octeto.

Los electrones que participan en los enlaces químicos se llaman electrones de valencia, y

se encuentran en la última capa electrónica parcialmente llena. Los átomos durante un

enlace ganan, pierden o comparten electrones en cantidad tal que lleguen a tener 8

electrones en su última capa cuando se encuentran ya unidos, de tal forma que se parecen

en su estructura electrónica al gas noble más cercano. Los gases nobles tienen acomodos

de electrones muy estables generalmente con 8 electrones en su último nivel, a excepción

del helio.

En 1916 Walter Kossel y Gilbert Lewis mostraron la tendencia de los átomos a lograra

estructuras similares a la de los gases nobles.

Es por eso que los átomos cuando se unen tienden a formar la misma configuración

electrónica de los gases nobles lo cual a dado lugar a la llamada regla del octeto. Un octeto

de electrones puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos

alrededor del átomo y aunque hay muchas excepciones a su cumplimiento, suele usarse

como referencia cuando se trata de explicar los enlaces químicos. Cuando un átomo al

unirse a otro logra una configuración estable se le llama que esta en una condición

isoelectrónica.

Estructuras de Lewis.

Todos los átomos contienen en su ultimo nivel de energía los electrones llamados de

valencia los cuales se pueden determinar fácilmente desarrollando su configuración

electrónica. Los electrones de valencia se representan gráficamente haciendo uso de puntos

que representan a los electrones de valencia y con el símbolo del átomo en el centro.

Los símbolos así representados se llaman símbolos del electrón-punto o símbolos de

Lewis. Y son una forma sencilla de mostrar los electrones de valencia y de seguirles la pista

durante la formación de un enlace.

En el caso de los elementos representativos (grupos A), el número de electrones de valencia

corresponde al grupo en la tabla periódica, en que se encuentre.

Formación de iones y las propiedades periódicas.

Los átomos son eléctricamente neutros porque tienen igual número de protones (cargas

positivas) que de electrones (cargas eléctricas negativas). Sin embargo, durante una

reacción química pueden perder o ganar electrones, por lo que el átomo original adquiere

carga eléctrica y el átomo se llama ión. Si el átomo pierde electrones el ión tiene carga

eléctrica positiva y se llama catión, si el átomo gana electrones, la carga eléctrica es

negativa y el ión se llama anión.


GENERAL.


Los metales, de acuerdo a su configuración electrónica, tienen pocos electrones en su

última capa y al reaccionar tienden a perderlos, los no metales, por tener muchos electrones

en su ultima capa, cuando reaccionan tienden a completar su último nivel energético.

Cuando un átomo se convierte en catión, como es el caso de lo metales, por perder

electrones su radio atómico (ri) disminuye, siendo el átomo de mayor volumen que el

catión. Por su parte, los no metales cuando se convierten en aniones su radio es mayor que

el átomo original. En la tabla periódica los radios atómicos disminuyen de izquierda a

derecha en los periodos y aumenta de arriba hacia abajo en los grupos.

La facilidad con que se pierden o se ganan electrones se debe a la propiedad llamada

electronegatividad (EN). Esta propiedad fue estudiada por Linus Pauling, el cual la definió

como “la capacidad de los átomos de atraer con mayor o menor fuerza hacia sí a los

electrones enlazantes durante una unión química.”

Se ha establecido que si la diferencia de electronegatividad entre el átomo metálico y el no

metálico es de 1.7 o mayor, el enlace se cataloga como iónico.

La electronegatividad de los átomos aumenta de izquierda a derecha en los periodos y

disminuye de arriba hacia abajo en los grupos. Así, el átomo más electronegativo es el flúor,

el segundo elemento más electronegativo es el oxígeno y el elemento menos

electronegativo es el francio. Así los valores altos de electronegatividad se encuentran entre

los no metales, y los valores bajos corresponden a los metales, explicándose así el

comportamiento de los átomos en la formación de enlaces. En un grupo la

electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo la electronegatividad

aumenta de izquierda a derecha.

Otra propiedad que interviene en los enlaces químicos es la energía de ionización, Ei.

Es llamada también potencial de ionización, y se define como la mínima cantidad de

energía necesaria para separar el electrón de un átomo unido con menor fuerza, para formar

un ión con carga positiva (I+) o catión.

La energía necesaria para desalojar de un átomo el electrón que está unido a él con menor

fuerza se conoce como primera energía de ionización. Se requiere más energía para

desalojar cada electrón adicional, es decir, la segunda y tercera energía de ionización; esto

se debe a que la carga positiva aumenta en una unidad con cada electrón subsecuente que

se extrae.

Siempre es más difícil separar un electrón de un ión cargado positivamente que del

correspondiente átomo neutro. Los metales tienen bajas energías de ionización y pierden

electrones fácilmente para formar cationes. Los no metales tienen altas energías de

ionización, por lo que es muy difícil que pierdan electrones.


GENERAL.


La energía de ionización en un grupo aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo

aumenta de izquierda a derecha.

Así también, la afinidad electrónica (Ea) es la cantidad de energía absorbida cuando se

añade un electrón a un átomo aislado para formar un ión negativo (I-) o anión, también se

define como “la cantidad de energía desprendida cuando un átomo en fase gaseosa gana

un electrón adicional”. Los elementos con afinidades electrónicas muy grandes ganan

electrones fácilmente para formar iones negativos. En un grupo la afinidad electrónica

aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo aumenta de izquierda a derecha, pero se

excluye a los gases nobles. Esto quiere decir que los elementos localizados más próximos al

lado derecho de la tabla periódica tendrán afinidad por ganar electrones que los elementos

localizados en el extremo izquierdo.

Decrece el tamaño atómico

Au

me

nta

el ta

ma

ño

ató

mic

o

Aumenta la energía de ionización

De

cre

ce

la e

nerg

ía d

e io

niz

ació

n

Aumenta la electronegatividad

De

cre

ce

la e

lectro

ne

gativ

idad

Propiedades de los compuestos iónicos.

El enlace iónico se forma generalmente entre un metal de baja electronegatividad y un no

metal de alta electronegatividad. En el mecanismo de reacción, el átomo del no metal,

arranca los electrones de la capa de valencia del átomo metálico, convirtiéndose así en


GENERAL.


anión. El metal se transforma en un metal positivo al perder electrones. La atracción entre

los iones de cargas opuestas da origen a la formación del enlace iónico.

Con un enlace iónico los cristales iónicos forman una “red” cristalina en la que cada catión

reencuentra rodeado tridimensionalmente por varios aniones. A su vez, cada anión está

rodeado de varios cationes. Cuando los iones se acomodan en esta estructura, la atracción

entre los iones de cargas diferentes vence a la repulsión de iones con cargas iguales,

formando un enlace iónico fuerte y multidireccional. Los tipos de arreglos cristalinos son

diferentes para cada compuesto iónico, pudiendo ser cúbico, rómbico, hexagonal).

El enlace iónico es más fuerte para compuestos que tengan iones de cargas elevadas y un

tamaño pequeño.

Todos los compuestos iónicos forman sales, es decir compuestos formados por metales y

no metales.

Las propiedades de los compuestos iónicos son: se presentan como sólidos cristalinos, alto

punto de fusión entre 300 y 1000 oC y de ebullición arriba de los 700 oC, en solución acuosa

son capaces de conducir la electricidad, no son verdaderas moléculas, sino agregados

gigantescos de iones unidos electrostáticamente, son solubles en disolventes polares,

cuerpos duros y frágiles.

Los iones tienen una función central, no sólo en química, sino también en biología. El

movimiento de iones es fundamental para los latidos del corazón, para la contracción

muscular y para determinar el tamaño de muchas células. En particular, las señales

eléctricas mediante las cuales se comunican las neuronas son originadas por movimiento de

iones. Los iones fundamentales para la propagación de señales eléctricas en el cerebro son

el sodio, potasio, cloruro y calcio.

El compuesto iónico más utilizado por el ser humano es el cloruro de sodio, NaCl, formado

por iones de sodio positivos y iones de cloro negativos, organizados en una red cristalina de

forma cúbica.

El modelo de enlace covalente.

En el enlace covalente los átomos adquieren la configuración de gas noble al compartir los

electrones de valencia que forman el enlace. Los átomos que se unen por enlace covalente

también deben de cumplir con la regla del octeto, así se define como enlace covalente a “la

fuerza de atracción entre dos átomos como resultado de compartir uno o más pares de

electrones”.


GENERAL.


Los átomos unidos mediante enlace covalente forman moléculas. Una molécula es “ un

conglomerado eléctricamente neutro de dos o más átomos unidos mediante enlaces

covalentes, que se comporta como una sola partícula”.

Estructura de Lewis y electronegatividad.

Cuando se comparten un par de electrones se forma un enlace covalente sencillo o

simple, y se representa con una línea — , cuando se comparten dos pares de electrones,

se trata de un doble enlace representado por dos líneas ═ , y un triple enlace ≡ es el

compartimiento de tres pares de electrones.

Así también existen tres tipos de enlaces covalentes, dependiendo del tipo de átomos que

se enlazan y de la electronegatividad: covalente polar, covalente no polar y covalente

coordinado.

Cuando la diferencia de electronegatividades entre los átomos que intervienen es cero, es

un enlace covalente no polar, y si la diferencia es menor a 1.7, se tiene un enlace covalente

polar.

Enlace covalente no polar.

Llamado también enlace homopolar, se presenta entre átomos de no metales iguales, por

ello la diferencia de electronegatividad es cero. Así es como se forman la moléculas

llamadas diatómicas, como son las moléculas de H2, O2, I2, Cl2, N2, F2, Br2. La molécula

formada no presenta una polarización porque la nube electrónica se distribuye

uniformemente y los electrones de enlace se sitúan justamente entre los átomos enlazados.

Enlace covalente polar

Cuando los átomos que forman el enlace tienen una diferencia menor de 1.7 se presenta un

enlace covalente polar. El átomo que tiene una electronegatividad mayor atrae hacia sí a los

electrones de enlace. La nube electrónica se desplaza hacia este átomo y forma un dipolo

negativo δ - ; del otro lado, en consecuencia, se forma un dipolo positivo δ+.

Enlace covalente coordinado.

El tercer tipo de enlace covalente se llama coodinado porque, de los átomos que forman un

enlace, uno de ellos aporta el par de electrones de enlace, mientras otro solamente los

acomoda en su capa de valencia. En el enlace coordinado el par de electrones se simboliza

con una flecha que va del átomo que da, hacia el átomo que recibe el par de electrones de

enlace.


GENERAL.


Geometría molecular y polaridad.

Cuando se forman las moléculas, éstas no siempre son lineales ni forman siempre ángulos

rectos, las moléculas presentan una geometría específica que toma en consideración la

repulsión entre los pares de electrones que no participan en el enlace. Al modelo que explica

tales repulsiones se le conoce como RPECV (repulsión de pares de electrones de la capa

de valencia) . Así la geometría de las moléculas es lineal, trigonal plana, tetraédrica, entre

otras.

Los electrones que no participan en el enlace influyen en la geometría molecular al buscar la

posición más alejada de los otros pares de electrones no enlazantes.

De lo anterior la clase de geometría molecular posible depende del número de pares

enlazantes, número de pares solitarios, número de pares electrónicos en la capa de

valencia.

Número de

pares

enlazantes

Número de

pares

solitarios

Número de pares

electrónicos en la

capa de valencia

Forma general de la

molécula

AB3 3 0 3 Triangular

AB2 2 1 3 Angular

AB4 4 0 4 Tetraédrica

AB3 3 1 3 Piramidal

AB2 2 2 4 Triangular angular

AB6 6 0 6 Octaédrica

AB5 5 1 6 Piramidal Cuadrada

AB4 4 2 6 Cuadrada plana


GENERAL.


La diferencia de electronegatividad indica que átomo está desplazando el par de electrones.

Cuando existe el desplazamiento del par de electrones de enlace hacia el átomo más

electronegativo, se presenta una polaridad en la molécula. La representación de la polaridad

de una molécula se hace mediante los símbolos δ+ (delta positivo) y δ- (delta negativo) que

muestran la distribución de las cargas parciales en un enlace covalente.

Propiedades de los compuestos covalentes.

Los compuestos covalente generalmente se forman entre elementos no metálicos. Sus

estructuras son moléculas.

Propiedades de los compuestos covalentes no polares.

a. A temperatura ambiente se presentan en los tres estados de agregación.

b. Los compuestos covalentes sólidos son quebradizos o blandos y cerosos.

c. En estado sólido, líquido o gas son malos conductores de la electricidad y del calor,

ya que al disolverse no forman iones

d. Los compuestos covalentes no polares son solubles en disolventes no polares.

e. Presentan puntos de fusión y de ebullición bajos.

f. Forman moléculas biatómicas gaseosas y muy volátiles.

g. Algunos presentan puntos de fusión muy elevados , son cuerpos muy duros,

insolubles, ejemplos: carbono (diamante), óxido de silicio y carburo de silicio.

h. Baja solubilidad en agua, actividad química moderada.

Propiedades de los compuestos covalentes polares.

a. moléculas que existen en los tres estados de agregación.

b. Gran actividad química.

c. Solubles en disolventes polares.

d. Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las sustancias

no polares.


GENERAL.


El modelo de enlace metálico.

El modelo del enlace metálico es “ la unión de entre cationes y los electrones de valencia

débilmente sujetos, que se mueven con la libertad por toda la red metálica y mantiene

unidos a los iones metálicos positivos”.

En el enlace metálico los átomos del metal en sí no pierden sus electrones de

valencia sino que, de cierta forma, son liberados para ser compartidos con todos los

átomos del metal provocando en un momento la formación de un ion positivo.

Debido a la movilidad de los electrones de valencia en una red metálica, las

posiciones de los iones positivos pueden modificarse sin destruir las atracciones

entre ellos. Por lo que casi todos los metales pueden doblarse y estirarse para

formar alambres; son maleables y dúctiles.

Los electrones libres y la teoría de las bandas.

En un átomo los electrones ocupan niveles de energía definidos. Si los átomos se acercan

entre sí, comienzan a influir unos con otros, provocando que los niveles de energía

idénticos se desplacen hacia arriba y hacia abajo y formen un banda de niveles de energía

característica de los grandes agregados de átomos metálicos.

Una banda de energía es “un conjunto grande de orbitales cuyas energías son muy

similares”. Dentro de esta banda los electrones llenan los orbitales de más baja energía de

manera semejante a como llenan los orbitales en los átomos.

En las energías bajas, las bandas están llenas de electrones y se llaman bandas de

valencia. Pero cuando se tiene un aumento de energía el electrón se excita y brinca a un

nivel de energía superior formando una banda de conducción y como casi están vacías,

permite que el electrón tenga más movilidad y entonces puede conducir la energía eléctrica.

Esta capacidad de los electrones de valencia de una red metálica para moverse fácilmente

hacia bandas de conducción vacías permite explicar por qué los metales conducen el calor,

la electricidad y el por qué de su brillo metálico.

En los metales semiconductores, hay distancias muy pequeñas entre las bandas de

energía totalmente ocupadas o de valencia y las bandas de energía vacías o de conducción,

por lo que a temperatura bajas los electrones permanecen en las bandas de menor energía

y entonces no conducen la electricidad. Pero ante un alta en la temperatura, fácilmente sus

electrones saltan a las bandas de conducción y entonces pueden conducir la electricidad.


GENERAL.


Propiedades de los metales.

1. La mayoría de los metales se encuentran combinados formando óxidos,

sulfuros, carbonatos, cloruros. Sólo unos cuantos se encuentran libres o en

estado nativo como el oro, la plata, el cobre y el platino.

2. La mayoría de los metales son sólidos, a excepción del mercurio que es

líquido.

3. Tienen altos puntos de fusión

4. Presentan alta conductividad eléctrica y térmica.

5. Son dúctiles y maleables, tienen lustre metálico.

6. Insolubles en agua y otros disolventes comunes.

Interacciones intermoleculares (dipolos inducidos y dipolos instantáneos).

Estas son fuerzas que mantiene unidos a las moléculas. Se tienen dos tipos

principales de enlaces intermoleculares: Enlace por Fuerzas de Van der Waals y por

puente de hidrógeno.

Fuerzas de Van der Waals.

Las fuerzas intermoleculares se deben a interacciones electrostáticas dipolo-dipolo a

las cuales se les ha llamado fuerzas de Van der Waals. la energía de tales uniones

es muy débil si se les compara con la responsable de las uniones covalentes o

iónicas.

Es importante decir, que las fuerzas de Van der Waals al igual que el enlace por

puente de hidrógeno, no son uniones de valencia, es decir, no intervienen

directamente la transferencia o compartimiento de electrones. Por lo que consideran

uniones de tipo físico.

Cabe recordar que un dipolo es una molécula polar, es decir, moléculas cuya

distribución de la nube electrónica es asimétrica, por ello habrá siempre un extremo

de la molécula parcialmente negativa ( - ) y otro extremo parcialmente positivo ( +).

Actualmente se admiten que las fuerzas de Van der Waals pueden ser de los tipos

siguientes:

Fuerzas intermoleculares de orientación, de Keeson o dipolo-dipolo.

Fuerzas de dispersión de London.

Fuerzas dipolo-dipolo inducido.


GENERAL.


Fuerzas intermoleculares de orientación, de Keeson o dipolo-dipolo.

Existe entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas a

otras cuando el extremo positivo de una molécula esta cerca del extremo negativo

de la otra.

Son efectivas sólo cuando las moléculas polares están muy próximas y sus

orientaciones propician la atracción. Son enlaces muy débiles.

Fuerzas de dispersión de London.

Son fuerzas que existen entre moléculas no polares cuando entre ellas se crea un

momento dipolar instantáneo y cuando por la orientación de las moléculas, el par de

electrones quedaran de un lado del núcleo de los dos.

Estas fuerzas sólo son significativas cuando las moléculas están muy próximas entre

sí.

La facilidad con que una fuerza externa altera la distribución de cargas en una

molécula se llama polarizabilidad . CUanto mayor sea su polarizabilidad mayor será

la facilidad para formar este tipo de fuerzas de atracción. En general las moléculas

muy grandes tienen mayor polarizabilidad.

Ejemplo característico de este tipo de fuerzas son las moléculas de CCl4, I2, Br2, Cl2

y F2.

Fuerzas dipolo-dipolo inducido.

En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar,

induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerzas de atracción

intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.

Enlace por puente de Hidrógeno.

En una molécula que contiene hidrógeno enlazado a un elemento altamente

electronegativo, como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno, el protón no está

completamente desnudo. Sin embargo, la carga parcial en el extremo del hidrógeno

de la molécula es mucho más concentrada que en el extremo positivo de un dipolo

común. El hidrógeno es el único elemento que exhibe esta propiedad. Todos los

demás iones positivo poseen niveles internos con electrones que escudan o

apantallan sus núcleos.


GENERAL.


Los puentes de hidrógeno son enlaces intermoleculares, se forman entre átomos de

diferentes moléculas por atracción electrostática, son enlaces muy débiles.

El puente de hidrógeno es un tipo especial de atracción intermolecular que existe

entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un par de electrones no

compartidos en un átomo electronegativo de una molécula vecina.

Son enlaces muy importantes pues ayudan a explicar las propiedades

características del agua, además de permitir la formación de moléculas complejas

llamadas dímeros importantes en la formación de proteínas.

Características del agua.

Un ejemplo común de sustancias que presentan interacción molecular por puente de

hidrógeno es el agua.

Sus átomos de hidrógeno están unidos mediante enlace covalente al átomo de

oxígeno que tiene dos pares de electrones libres o solitarios.

En el agua los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes y son en parte

responsables de las propiedades físicas de esta sustancia, tales como sus puntos de

fusión y de ebullición, además de las diferencias de densidad entre el agua sólida y

el agua líquida.

En el hielo la tracción por puente de hidrógeno obliga a las moléculas a orientarse

de tal forma que generan espacios vacíos, disminuyendo así su densidad, por eso el

hielo flota. En el agua líquida las moléculas se encuentran más cercanas y el

movimiento que tienen no les permite que se generen espacios vacíos.

La menor densidad del hielo respecto del agua líquida tiene ventajas para la vida.

Por ejemplo, evita que durante el invierno se congele completamente el agua de los

ríos y lagos, ya que la capa de hielo que se forma en la superficie funciona como

aislante y con ello pueden seguir viviendo los animales y plantas que en ellos

habitan.

Otros compuestos que presentan puentes de hidrógeno.

Cualquier molécula que presente la unión O-H, tiene la capacidad de formar puentes

de hidrógeno. Por ejemplo, los alcoholes.

Las moléculas biológicas como las proteínas, los ácidos nucleicos y los

carbohidratos, tienen la capacidad de formar puentes de hidrógeno debido a la

presencia de uniones O-H.


GENERAL.


Otros compuestos son el ácido flurohídrico, HF, y el amoniaco NH3, cuyos altos

puntos de ebullición se deben a los puentes de hidrógeno que forman.

Los nuevos materiales.

El conocimiento de la forma como los átomos de los elementos se enlazan para

formar nuevas sustancias y de cómo esos agregados de átomos interactúan entre sí,

ha servido a la humanidad para elaborara nuevos materiales más resistentes y útiles

que los obtenidos con productos naturales, tales como medicinas, artículos para

vestido y para limpieza, así como una variedad de productos que han permitido

elevar la calidad de vida del hombre.

Principales características y usos.

Entre los nuevos materiales que se están desarrollando se encuentran los materiales

cerámicos que se utilizan como catalizadores para automóviles, los nanotubos, que

presentan un prometedor campo de aplicación tanto en conductores como en

prótesis. El siguiente cuadro presenta alguno de los nuevos materiales y sus usos

más conocidos.

MATERIAL CARACTERÍSTICAS Y USOS

Nanotubos de carbono Son tubos de apenas unos cuantos nanómetros (1 X10-9

cm.) que se emplean en la producción de fibras musculares

sintéticas, construcción de circuitos eléctricos

delgadísimos.

Zeolitas Son materiales cerámicos que se utilizan en la fabricación

de los convertidores catalíticos puesto que al adicionarles

algunos compuestos metálicos generan reacciones que

evitan las emisiones contaminantes.

Nuevos metales para

envases de alimentos.

Sin envases fabricados con chapas delgadas de acero

recubiertas electroquímica mente con cromo y protegidas

superficialmente con polímeros; tienen la propiedad de

conservar frescos los alimentos que son envasados en

ellos sin necesidad de refrigeración.

El material

superconducotor 1-2-3

cuya composición es

YBa2Cu3Ox

Es el material cerámico que presenta propiedades

superconductoras a temperaturas de alrededor de los 156

K, lo cual supera con mucho a los demás

superconductores conocidos que para funcionar deben

acercarse al cero absoluto.


GENERAL.


Impacto en la sociedad.

El desarrollo de la ciencia y la tecnología pretende crear un entorno en el que el ser

humano tenga satisfechas sus necesidades básicas y, a partir de ello, pueda crecer

en todos los sentidos. Esto es, que pueda acceder a un dominio pleno y sustentable

de los recursos naturales; ayudar a que las enfermedades desaparezcan y los

humanos puedan envejecer con mayor calidad de vida; proveer de materiales que

ayuden a la comunicación inmediata y confiable al instante. Con el crecimiento

poblacional, la demanda de alimentos será cada vez mayor. A este respecto la

química y las ciencias relacionadas tendrán que buscar soluciones para evitar que

los seres humanos de cualquier lugar del mundo tengan alimento y vivienda dignos y

suficientes.


GENERAL.


BLOQUE VI

MANEJAS LA NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA

Lenguaje de la química.

En todos los ámbitos tanto de la vida cotidiana como de los diversos campos del

conocimiento humano, ha sido necesario establecer lenguajes universales para una

comunicación eficaz entre los humanos, la cual es utilizada para identificar hechos,

fenómenos, conceptos y procedimientos.

En el caso de la química el lenguaje universal y único de esta ciencia es la Nomenclatura

química y es el conjunto de normas, reglas y símbolos que se utilizan para estructurar y

nombrar a los diversos tipos de compuestos y procedimientos que estudia la química.

La organización que regula y dicta estas normas se llama Unión internación de Química

Pura y Aplicada (IUPAC), y fue fundada en 1921 y desde entonces es la instancia que

propone las reglas para asignar los nombres a los nuevos elementos y compuestos que se

preparan o descubren.

Símbolos y fórmulas químicas.

Es necesario distinguir entre símbolo y fórmula química.

Los símbolos químicos representan a cualquiera de los elementos que se encuentran en la

tabla periódica. Los nombres de los símbolos se derivan de lenguajes como el español, el

francés, el latín , o de países, científicos, etc.

Un elemento químico es una sustancia pura formada por el mismo tipo de átomos y a cada

elemento se le ha asignado un símbolo, el cual es reconocido a nivel internacional.

Como ya hemos estudiado en las unidades anteriores, un compuesto químico es una

sustancia pura que se forma por la unión de dos o mas elementos en proporciones fijas y

definidas de masa. Para representar incompuesto químico se utilizan las fórmulas

químicas, es decir, la representan de la composición de una molécula del compuesto

utilizando los símbolos de lo elementos que lo integran en la proporción en que se

encuentran.

Para escribir correctamente una fórmula química se requiere conocer el número de

oxidación de cada elemento que interviene.

La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) define: el número de oxidación

de un elemento en cualquier entidad química, es la carga con la cual actúa un átomo del

elemento cuando se asignan al átomo más electronegativo los electrones que forman el

enlace.


GENERAL.


Los números de oxidación están relacionados con las configuraciones electrónicas de los

elementos. El número de electrones ganados, perdidos o compartidos se conocen como

número de oxidación del átomo. Cuando se pierden o ceden parcialmente estos electrones

al formar el enlace, el número de oxidación tiene signo positivo. Si se ganan o aceptan

parcialmente electrones por el átomo, el número de oxidación tendrá signo negativo.

Los elementos representativos tienen los siguientes números de oxidación:

FAMILIAS O GRUPOS

IA

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

+1

+2 +3

-2

+4

+2

+1

-4

+5

+3

+2

-3

+6

+4

+3

-2

+7

+5

+1

-1

Para predecir los estados de oxidación probables de los elementos de transición es más

difícil, ya que la mayoría presentan más de un estado de oxidación debido a que los

electrones de la última capa son muy inestables.

Para recordar las fórmulas de los compuestos y escribirlas correctamente, resulta útil el

empleo de un sistema llamado números de oxidación. Éste emplea las siguientes reglas

básicas:

1. El número de oxidación de un elemento en estado puro o sin combinar es de cero:

Ejemplo: H2, O2 , Cu, Cl2 , Fe.

2. El hidrógeno tiene número de oxidación de +1, excepto en los hidruros que es de -1.

3. El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos que es de -1.

4. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un compuesto

es igual a cero, ya que las moléculas son neutras.

5. Los elementos alcalinos (grupo IA), tienen numero de oxidación +1.

6. Los elementos alcalinotérreos (grupo IIA), tienen número de oxidación -2.


GENERAL.


Para escribir la fórmula de un compuesto químico se considera que está formada por una

parte positiva y una parte negativa y que la suma de las cargas siempre debe ser cero.

Del lado derecho de la fórmula se escribirá los símbolos de los elementos que integran la

parte negativa, y del lado izquierdo, los símbolos de los elementos que aportan las cargas

positivas.

Los nombres de los compuestos inorgánicos están conformados de manera que a cada

compuesto puede dársele un nombre a partir de su fórmula. Cada nombre esta formado por

dos palabras: la primera es el nombre genérico ( que por lo general es el nombre de la

función o grupo químico al que pertenece) y la segunda, es el nombre específico, que

depende del elemento o elementos que lo compone.

En la actualidad se utilizan básicamente tres sistemas de nomenclatura: el sistema clásico,

que es el más antiguo; el sistema Stock-Werner, preferido por la IUPAC y el sistema

racional, de poco uso actualmente. Para este curso de Química I, se usará de preferencia el

Sistema Stock-Werner.

Compuestos inorgánicos.

En forma elemental, se pude decir que las sustancias naturales que se encuentran al

alcance del hombre, pertenecen a tres grandes reinos: mineral, vegetal y animal. De esta

manera, antes de 1828 se clasificó a los compuestos en inorgánicos (que forman parte del

grupo mineral) y en orgánicos, los que son producidos por los seres vivos (animal y vegetal).

Sin embargo, los átomos que forman uno y otros compuestos son los mismos, pero su

diferencia radica en la forma cómo se encuentran unidos y las propiedades químicas y

físicas que presentan, así algunas diferencias fundamentales son:

Característica

Orgánicos Inorgánicos

Tipo de enlace Predomina el covalente Predomina el iónico.

Solubilidad Solubles en solventes no

polares.

Generalmente solubles en

agua.

Conductividad eléctrica. No conducen la electricidad

cuando están disueltos.

Conducen la electricidad

cuando están disueltos.

Puntos de fusión y ebullición. Presentan bajos puntos. Presentan muy altos puntos.

Estabilidad. Son muy inestables, se

descomponen muy

Son muy estables.


GENERAL.


fácilmente.

Velocidad de reacción. Por lo general las reacciones

son lentas.

Las reacciones son casi

instantáneas.

Estructuras. Forman estructuras de

elevado peso molecular.

No forman estructuras

complejas y sus peso

moleculares son bajos.

Isomería. Es un fenómeno común. Es muy raro.

Presencia de Carbono. Todos los compuestos lo

contienen formando

cadenas.

Algunos compuestos lo

contienen, pero no formando

cadenas,

Cantidad de compuestos

existentes.

Su número es muy grande. Se encuentran en cantidad

menor.

Combustibilidad. la gran mayoría son

combustibles.

No son combustibles

(excepción el hidrógeno)

Ahora bien, con la finalidad de facilitar el estudio de los compuestos, se han integrado de

acuerdo a sus propiedades químicas semejantes, en grandes grupos, a los que se les llama

función química, la cual se distingue por la presencia de uno o mas átomos iguales, a

estos átomos que siempre se encuentran en la fórmula de sustancias que pertenecen a una

función química, se les llama grupo funcional..

Las funciones químicas inorgánicas más comunes son cinco: óxidos (metálicos y no

metálicos), hidruros, hidróxidos, ácidos (oxiácidos e hidrácidos) y sales (binarias, oxisales y

poliatómicas)

Comenzaremos su estudio particular.

Óxidos

Los óxidos son compuestos que se originan cuando un metal o un no metal se combinan con el oxígeno con número de oxidación -2. La función química es óxido y el grupo funcional es la presencia de oxígeno en todos ellos.

Óxidos metálicos u óxidos básicos. Se forman por la combinación del oxígeno con un elemento metálico.

Para nombrarlos se escribe la palabra óxido seguido del nombre del metal. Si el metal tiene más de un número de oxidación, éste se debe de indicar al final del nombre y con número romano.


GENERAL.


Ejemplo:

Na+1 + O-2 Na2 O óxido de sodio

Pb+2 + O-2 PbO óxido de plomo (II)

Pb+4 + O-2 PbO2 óxido de plomo (IV)

Mg+2 + O-2 MgO óxido de magnesio.

Óxidos no metálicos, óxidos ácidos o anhídridos.

Se forman entre un no metal y el oxígeno.

Para nombrarlos se atiende al número de átomos de oxígeno y del no metal que haya en la molécula, usando los prefijos numéricos:

Prefijo Número de átomos de oxígeno presentes en la molécula.

mono 1

di 2

tri 3

tetra 4

penta 5

hexa 6

hepta 7

Esto se realiza así puesto que los no metales al combinarse con el oxígeno, lo hacen con números de oxidación positiva y el número de ellos es variable.

Ejemplo:

C +4 + O-2 CO2 dióxido de carbono

C+2 + O-2 CO monóxido de carbono.

Hidróxidos o bases.


GENERAL.


Esta función química se caracteriza por tener como grupo funcional a un oxígeno unido a un hidrógeno, es decir a un grupo OH, llamado hidroxilo o también oxihidrilo, con un número de oxidación, de -1 cada OH.

En la práctica, se puede obtener un hidróxido cuando a un óxido metálico se le hace reaccionar con agua.

Para nombrarlos se escribe la palabra hidróxido seguido del nombre del metal. En los casos en los que el metal tenga más de un número de oxidación, éste se indica escribiendo entre paréntesis el número romano que señala con cuál número de oxidación está trabajando en esa fórmula.

Ejemplo:

MgO + H2O Mg (OH)2 Hidróxido de magnesio

Na2O + H2O NaOH Hidróxido de sodio

FeO + H2O Fe (OH)2 Hidróxido de fierro (II)

Fe2O3 + H2O Fe (OH)3 Hidróxido de fierro (III)

ÁCIDOS. Los ácidos son sustancias que producen uno o mas iones de hidrógeno cuando se disuelven en agua. Existen dos tipos de ácidos: Hidrácidos y oxiácidos. Su principal diferencia es la presencia o no, de oxígeno.

Oxiácidos.

Son llamados también ácidos oxigenados, son productos de la unión de un óxido no metálico con agua. Están formados por tres elementos: el hidrógeno, el oxígeno y un tercer elemento que puede ser metal o no metal.

Para nombrar a estos compuestos se indica el nombre genérico de ácido y enseguida se da el nombre del no metal que contiene, con los prefijos y sufijos que se indican en la tabla siguiente, de acuerdo con el número de oxidación con el que esté trabajando el no metal:

Número de oxidación del no metal

Prefijo Sufijo

Fija ---------- ico

1 o 2 hipo oso

3 o 4 --------- oso

5 o 6 --------- ico

7 u 8 per ico

Ejemplo:

H2SO4 Se determina el número de oxidación del tercer elemento:


GENERAL.


H2 S O4

+1 +6 -2

+1 -2

+2 -2

-2

-8

0

El número de oxidación del azufre, S, es de +6, y de acuerdo a la tabla el nombre del tercer elemento debe terminar en ico, por lo tanto el ácido se llama ácido sulfúrico.

Hidrácidos. Los hidrácidos resultan de la combinación de aniones de la serie de los haluros con el hidrógeno; es decir, de la combinación de un no metal con el hidrógeno.

En los hidrácidos el hidrógeno siempre tiene un número de oxidación de +1.

Para nombra a estos compuestos se antepone la palabra ácido seguida siempre del nombre del no metal correspondiente con la terminación hídrico.

Ejemplo:

HF ácido fluorhídrico

HBr ácido bromhídrico

SALES.

Son compuestos formados por la unión de un elemento metálico con un metal. Se clasifican en:

a) Sales binarias o haloideas. b) Sales ternarias u oxisales. c) Sales poliatómicas.

Sales binarias.

Las sales binarias son sales que provienen de los hidrácidos; es decir su molécula tiene un metal unido a un no metal.

Para darles nombre se cambia la terminación del no metal a uro, seguida del nombre del metal. Si éste último tiene más de un número de oxidación, se debe de indicar el número de oxidación con que está trabajando en la fórmula, indicándolo con el número romano correspondiente.


GENERAL.


Ejemplo:

NaCl cloruro de sodio.

Cu2S sulfuro de cobre (I)

CuS sulfuro de cobre (II)

Oxisales.

Son sales que se derivan de los oxiácidos; es decir, contienen un metal unido a un radical negativo que contiene oxígeno.

Un radical es un grupo de átomos que en conjunto actúan como un sólo ión es decir con un sólo número de oxidación. Los radicales mas importantes y conocidos son:

GRUPO RADICAL NOMBRE DEL RADICAL

III BO2 -1 Borato

AlO2 -1 Aluminato

IV CO3 -2 carbonato

HCO3 -1 Bicarbonato o carbonato ácido

SiO3 -2 Silicato

C-4 Carburo

CN-1 Cianuro

CNO-1 Cianato

V N-3 Nitruro

NO2-1 Nitrito

NO3-1 Nitrato

P-3 Fosfuro

PO3 -3 Fosfito

PO3 -3 Fosfato

PO2 -3 Hipofosfito

P2O7 -3 Pirofosfato

HPO4 -2 Fosfato monohidrógeno

H2 PO4 -1 Fosfato dihidrógeno

AsO3 -3 Arsenito

AsO4 -3 Arseniato

VI O-2 óxido


GENERAL.


O2 -2 Peróxido

OH -1 hidróxido

S -2 sulfuro

HS -1 Sulfuro ácido o bisulfuro

SO3 -2 sulfito

SO4 -2 sulfato

HSO3 -1 sulfito ácido

HSO4 -1 sulfato ácido

S2O3 -2 Tiosulfato

SCN -1 Sulfocianuro o Tiocianato

VII F -1 Fluoruro

Cl -1 cloruro

Br-1 bromuro

I-1 yoduro

ClO-1 hipoclorito

ClO2 -1 clorito

ClO3 -1 clorato

ClO4-1 perclorato

IO4 -1 yodato

Con metales de transición

CrO4 -2 cromato

Cr2O7 -2 dicromato

MnO4 -2 manganato

MnO4 -1 permanganato

Fe(CN)6 -3 ferricianuro

Fe(CN)6 -4 ferrocianuro

ZnO2 -2 zincato

MoO4 -2 Molibdato

TiO4 -4 Titanato

Para nombrar a las oxisales se escribe el nombre del radical seguido del nombre del metal. Si éste último puede presentar más de un número de oxidación, se debe indicar el número de oxidación con que se encuentra trabajando en la fórmula, indicándolo con el numero romano correspondiente.


GENERAL.


Ejemplo:

Na2SO4 sulfato de sodio

Pb (CO3)2 carbonato de plomo (IV)

Hidruros.

Son compuestos que resultan de la combinación del hidrógeno con una metal, en este caso el hidrógeno trabaja con valencia -1.

Para nombrarlos se utiliza la palabra hidruro seguida del nombre del metal y el número romano que indica el número de oxidación.

Ejemplo:

NaH hidruro de sodio.

PbH2 hidruro de plomo II

PbH4 hidruro de plomo IV

EJERCICIOS DE RETROALIMENTACIÓN.

Consultando tu tabla periódica, determina los posibles números de oxidación de cada uno de los elementos siguientes:

Elemento Símbolo Número de oxidación.

Estaño

Calcio

Manganeso

Plomo

Azufre

Litio

Bario

Potasio

Aluminio

Determina, en cada una de las siguientes fórmulas, el número de oxidación del catión y del anión.


GENERAL.


Fórmula Catión y número de oxidación

Anión y número de oxidación.

Al2 O3

FeS

Fe2O3

CaS

Mg2C

LiBr

Da el nombre a cada uno de los siguientes óxidos metálicos.

FÓRMULA DEL ÓXIDO METÁLICO NOMBRE

K2O

Ag2O

MgO

ZnO

BaO

Escribe enseguida las fórmulas y da el nombre, de todos los óxidos metálicos del:

Plomo

Niquel

Cromo

Escribe los nombres de los siguientes óxidos no metálicos.


GENERAL.


FÓRMULA DEL ÓXIDO NO METÁLICO NOMBRE

P2O3

P2O5

SO2

SO3

SiO2

Br2O

Br2O3

Escribe enseguida las fórmulas y da el nombre, de todos los óxidos no metálicos del:

Cloro

Yodo

Escribe el nombre a cada uno de los siguientes hidróxidos.

FÓRMULA DE HIDRÓXIDO NOMBRE

CuOH

Cu (OH)2

HgOH

Hg (OH)2

KOH

Ba(OH)2

Zn(OH)2

Escribe enseguida las fórmulas y da el nombre, de todos los hidróxidos del:


GENERAL.


Osmio

Titanio

Calcio

Escribe el nombre a cada uno de los oxiácidos siguientes:

HNO2

HIO

HMnO4

HNO3

H2SO3

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

Escribe el nombre a cada uno de los siguientes hidrácidos.


GENERAL.


Fórmula del hidrácido nombre

HCl

HI

H2S

H3P

Da el nombre a cada una de las sales binarias siguientes.

Fórmula de la sal binaria Nombre

RbI

AlBr3

Fe2S3

FeS

CuBr2

GaI3

Escribe la fórmula de la sal binaria que se te indica.

Nombre de la sal binaria Fórmula

Yoduro de calcio

Bromuro de plata

Sulfuro de magnesio

Nitruro de cobre (I)

Cloruro de Mercurio (II)

Fluoruro de Níquel (III)

Da el nombre correcto a cada una de las siguientes oxisales.

FÓRMULA DE LA OXISAL. NOMBRE DE LA OXISAL.

Ca (ClO)2

FeCO3

KMnO4

Pb(NO3)2

Al2 (CO3)3

Ag2SO3


GENERAL.


Escribe la fórmula correcta de la oxisal que se te pide.

NOMBRE DE LA OXISAL. FÓRMULA DE LA OXISAL.

Sulfito de zinc

Yodato de oro (III)

Fosfito de calcio

Clorito de paladio (II)

Borato de Cromo (VI)

Pirofosfato de Niobio (V)


GENERAL.


BLOQUE VII

REPRESENTAS Y OPERAS REACCIONES QUÍMICAS

Ecuación química.

Una reacción química puede definirse como aquel proceso que se realiza o realizamos en el universo. También puede definirse como aquel proceso mediante el cual una o más sustancias, al interaccionar, se transforman en otras, como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces existentes y la formación de otros nuevos entre las especies químicas participantes.

Las reacciones químicas pueden expresarse, en forma escrita, mediante símbolos y fórmulas de las sustancias que intervienen. A esta expresión escrita se le llama ecuación química. Se concluye que una ecuación química es la representación abreviada y simbólica de una reacción química; además, proporciona un medio de mostrar en un cambio químico los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular en donde intervienen. Las ecuaciones químicas generalmente se emplean para describir solamente los estados inicial y final del proceso químico.

Los reactivos se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro los símbolos o fórmulas de las sustancias iniciales, reactivos o reactantes. A la derecha de la ecuación, o segundo miembro, se escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman o productos de la reacción.

Para que una ecuación química represente con mayor fidelidad una reacción química, es necesario que los símbolos y fórmulas de las especies participantes involucren todas las propiedades físicas y químicas de las mismas. Convencionalmente se hacen notar algunas propiedades mediante los siguientes signos auxiliares:

(g) = gas

(l) = líquido

(s) = sólido

(ac) o (aq)) = solución acuosa

(E) o = energía o calor

( ) = gas que se desprende en el proceso

( ) = sólido que se precipita

( ) = produce o reacción irreversible ( un sentido)

( ) = reacción reversible o en ambos sentidos


GENERAL.


Así, por ejemplo, la siguiente reacción se lee:

2 KClO3 (s) + 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

"Dos moléculas de clorato de potasio en estado sólido más calor producen 2 moléculas de cloruro de potasio sólido mas tres moléculas de oxígeno que se desprende como gas durante el proceso".

Tipos de reacciones químicas inorgánicas.

Una ecuación química es la expresión de una reacción química real y factible, que se verifica en condiciones adecuadas.

En toda reacción química se debe de cumplir la Ley de la Conservación de la masa, es decir, en el proceso de transformación, no hay pérdida ni ganancia de masa, de tal forma que el número de átomos de cada elemento que interviene en la reacción se conserva en forma constante y la forma en que se encuentran unidos estos átomos es la que cambia, pero la carga neta en productos y reactivos debe ser la misma al inicio de la reacción que al final de la misma.

No siempre es posible predecir, si al poner en contacto ciertas sustancias, se efectuará una reacción, y que sustancia producirá. Sin embargo, debido a muchos miles de experimentos realizados en el ambiente que nos rodea, debidamente repetidos y controlados en el laboratorio, se han clasificado cuatro tipos principales de reacciones químicas inorgánicas.

Reacciones de síntesis o adición.

Las reacciones de síntesis o adición son aquellas reacciones químicas en las que las sustancias reaccionantes son elementos o compuestos y la sustancia producida es siempre un sólo un compuesto.

Su fórmula general es:

A + B AB

Ejemplo:

4 Na(s) + O2 (g) 2 Na2O(s)

Reacciones de descomposición.

Llamadas también de análisis, son aquellas en las que la sustancia reaccionante es un compuesto que , por acción del calor, la electricidad, o algún otro medio (por ejemplo las enzimas en los procesos de fermentación), se descompone en dos o más elementos o compuestos que son los productos de la reacción.

Su fórmula general es A B + C

Ejemplo:

2 KClO3 2 KCl + 3 O2


GENERAL.


Reacciones de Sustitución .

Sustitución simple.

Son reacciones químicas llamadas también de desplazamiento sencillo o de sustitución simple. En estas reacciones un elemento reacciona con un compuesto para ocupar el lugar de uno de los elementos de ese compuesto. Se forman un elemento libre y un compuesto diferente al inicial.

La forma general es : A + BC B + AC

o bien: A + BC C + BA

Si A es un metal remplaza a B, que también es un metal para formar AC siempre que A sea un metal más reactivo que B. Si A es un halógeno remplaza a C para formar BA siempre que A sea un halógeno más reactivo que C. Lo anterior de acuerdo a la siguiente tabla de reactividad:

Mayor reactividad de metales

Au- Hg - Ag - Cu - H - Pb - Sn - Ni - Fe - Zn - Al - Mg - Na - Ca - K

Mayor reactividad de halógenos.

I2 - Cl2 - Br2 - F2

Ejemplo de reacciones de sustitución simple:

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Cl2 + 2 KI I2 + KCl

Reacciones de Sustitución doble, doble desplazamiento o metátesis.

En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian parejas entre sí para producir dos compuestos distintos.

La forma general de la ecuación es: AB + CD AD + BC


GENERAL.


Una reacción de doble desplazamiento se acompaña con señales como son desprendimiento de calor, formación de precipitados insolubles o la producción de burbujas de algún gas.

Ejemplo:

HCl + NaOH NaCL + H2O

H2SO4 Ba(OH)2 BaSO4 + 2 H2O

Balanceo de ecuaciones. Una ecuación química presenta los aspectos cuantitativos de la reacción, siempre y cuando ésta se encuentre balanceada. Par balancear ecuaciones químicas existen varios procedimiento que se aplican preferencialmente según la reacción; en este curso de Química II, se aprenderá a balancear las ecuaciones por dos métodos: método de tanteo o de ensayo y error y el método REDOX o de óxido-reducción.

Aproximaciones ( Método por tanteo.)

Para balancear ecuaciones por tanteo deben seguirse las siguientes sugerencias:

a) Escribir correctamente la ecuación en lo referente a las fórmulas de los reactivos y los productos.

b) Elegir el compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos, ya sea que se trate de un reactivo o de un producto. Comenzar con el elemento que tenga mayor cantidad de átomos en el compuesto. Es mejor no comenzar con el hidrógeno o el oxígeno.

c) Escribir los coeficientes de los productos (o de los reactivos) para que el número de átomos de los elementos sea igual en los reactivos y en los productos. Haga esto con un compuesto a la vez. Tenga en cuenta que los coeficientes deben ser números enteros sencillos.

d) Balancear los átomos de hidrógeno o de oxígeno. e) Comprobar que el número de átomos de todos los elementos en los reactivos sea

igual al de los productos, así la ecuación estará balanceada.

Ejemplo:

Balancear al tanteo la siguiente ecuación.

NaOH + FeCl3 NaCl + Fe (OH)3

1) Verificar que el número de átomos no es igual en los reactivos que en los productos. En este caso la cantidad de Cl, O e H no es igual en ambos lados.

2) El cloro es el que tiene más átomos. Se inicia por balancearlo, para ello se antepone un coeficiente 3 al NaCl, puesto que en FeCl3 hay 3 átomos de cloro.

3) Ahora, en los reactivos, poner un 3 a NaOH para igual los átomos de Na en ambos lados.


GENERAL.


4) Contar los átomos existentes en ambos lados. Se tienen 3Na, 3O, 3H, 1 Fe, y 3 Cl . La ecuación esta balanceada.

Reacciones de óxido-reducción y Método de balanceo por óxido reducción REDOX.

La oxidación reducción o REDOX, es un proceso químico en el que cambia el número de oxidación de dos elementos. El proceso puede implicar la transferencia completa de electrones para formar enlaces iónicos, o sólo una transferencia parcial o corrimiento de electrones para formar enlaces covalentes.

Hay oxidación siempre que el número de oxidación de un elemento aumente como resultado de la pérdida de electrones.

La reducción es cuando el número de oxidación de un elemento disminuye como resultado de una ganancia de electrones.

La oxidación y la reducción se lleva a cabo simultáneamente en una reacción química.

La sustancia que causa un aumento en el estado de oxidación de otra se llama agente oxidante y contiene al elemento que se reduce; la sustancia que causa una disminución del estado de oxidación de otra se denomina agente reductor y contiene al elemento que se oxida.

OXIDACIÓN

-5 -4 -3 -2 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5

REDUCCIÓN

Para realizar el balanceo de una ecuación de óxido-reducción se siguen los pasos

siguientes:

1) Asígnese el número de oxidación a cada elemento, tanto de reactivos como de los

productos. Para ello siga las reglas siguientes:

a) Los elementos libres tienen número de oxidación cero.

b) El oxígeno actúa como divalente negativo, -2.

c) El hidrógeno es monovalente positivo, +1.

d) Los números de oxidación son números enteros.

e) La suma de los números de oxidación positivos y negativos debe ser cero, en

cada molécula.


GENERAL.


f) Los elementos de las familias I, II y III respectivamente tienen números de

oxidación fijas en +1, +2 y +3 respectivamente.

2) Identificar los elementos que se oxidan y aquellos que se reducen.

3) Escribir las ecuaciones parciales donde se muestren los cambios en los números de

oxidación.

4) Multiplíquese las dos ecuaciones por los menores números enteros que hagan igual

la pérdida de electrones del paso de oxidación y la ganancia de electrones en el

paso de reducción.

5) Colocar el coeficiente encontrado en el paso 4, en la ecuación original, en cada uno

de las moléculas que contienen los elementos reducidos u oxidados, tanto en los

reactivos como en los productos.

6) Concluir el balanceo por el método al tanteo.


GENERAL.



Las siguientes son reacciones de síntesis o adición. Balancéalas al tanteo.

S + O2 SO2

Ca + H2 CaH2

Cl2 + H2 HCl

Fe + Cl2 Fe Cl3

CuO + H2O Cu(OH)2

Las siguientes son reacciones de descomposición. Balancéalas por el método al tanteo.

Ca CO3 CaO + CO2

NaCl Na + Cl2

H2O H2 + O2

HgO Hg + O2

KNO3 KNO2 + O2

Las siguientes son reacciones de sustitución simple. Balancéalas por el método al tanteo.

Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2

Na + H2O H2 + NaOH


GENERAL.


Ca + H2O H2 + Ca (OH)2

Fe + H2O H2 + F3O4

Las siguientes reacciones son de doble desplazmaiento. Balancéalas por el método al tanteo.

BaCl2 + AgNO3 Ba(NO3)2 + AgCl

FeCl3 + NH4OH Fe(OH)3 + NH4Cl

H2SO4 + NaCl CaCl2 + H2O

CuO + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O

BALANCEA POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN CADA UNA DE LAS ECUACIONES SIGUIENTES.

1) HNO3 + P + H2O H3PO4

2) C + HNO3 CO2 + N2 + H2O

3) HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2

4) I2 + Cl2 + H2O 2 HIO3 + HCl

5) NH3 + CuO H2O + N2 Cu

6) HNO2 + Br2 + H2O HNO3 + HBr

7) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO


GENERAL.


BLOQUE VIII

COMPRENDES LOS PROCESOS ASOCIADOS CON EL CALOR Y LA VELOCIDAD

DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

Cambios energéticos en las reacciones químicas.

La Termodinámica es la rama de la Física que estudia la factibilidad y los cambios de energía asociados a un proceso físico, químico o biológico. Es el estudio del flujo de energía, especialmente el calor.

El calor es una forma de energía asociada al movimiento de las partículas de la materia. Es la energía que se transfiere de un objeto a otro por una diferencia de temperatura. Se representa con la letra "q". Es una energía electromagnética que está en función de la Energía cinética de las partículas. se mide en calorías (1caloría es el calor requerido para elevar 1 g de agua de 14.5 a 15.5 ºC),. El calor siempre fluye de una zona de mayor temperatura a otra de menor temperatura.

La temperatura es una medida de la intensidad de la energía térmica o de que tan caliente se encuentra un sistema. Dependiendo de a cantidad de energía térmica presente se dice que un sistema dado está caliente o frío. La unidad básica de temperatura en el Sistema Internacional es el Kelvin.

Cuando se realiza un experimento debidamente controlado debe limitarse la zona del universo que esté considerándose e intentar aislarla de cualquier perturbación no controlable. A dicha región del mundo físico se le denomina sistema y la parte restante del universo, cuyas propiedades no son de interés inmediato, constituye el entorno, al que también se le llama alrededor, ambiente o medio.

Entre el sistema y el entorno pueden existir intercambios de materia y de energía. El entorno puede ejercer influencia sobre las propiedades del sistema, determinando, por ejemplo, su presión o su temperatura.

Teniendo en cuenta la naturaleza de los intercambios entre el sistema y su entorno, los sistemas pueden clasificarse como sistemas aislados, cerrados y abiertos.

En los primeros no se realiza intercambio ni de materia ni de energía; en los segundos sólo se intercambia energía, pero no permite la entrada o salida de materia; en los terceros se realiza intercambio de materia y de energía.

El término estado aplicado a sistema se refiere a si es un gas, líquido o sólido.

Un término aplicado para describir un estado se llama función o variable de estado, así la presión, el volumen y la temperatura son funciones o variables de estado. La energía es también una función de estado.

Uno de los principales conceptos de la función o variable de estado es que se puede efectuar un cambio en ella independientemente del método o la trayectoria por medio de la cual se hace el cambio, de aquí que en un cambio sólo se requieren los valores iniciales y finales de la función o variable de estado.


GENERAL.


Una función de estado es una propiedad de un sistema determinada por el estado o la condición de sistema y no por la forma en que se llegó a ése estado; su valor es fijo cuando se especifican la temperatura, la presión, la composición y la forma física.

Presión, volumen, temperatura, energía cinética, energía potencial, energía interna, y entropía son funciones o variables de estado, entre otras.

T = T2 - T1

V = V2 - V1

P = P2 - P1

Así las variables de estado describen características de un sistema termodinámico, son propiedades del sistema con valor definido.

La Termoquímica es la rama de la termodinámica que estudia el flujo del calor en las reacciones químicas.

La Entalpía es una variable de estado y corresponde al contenido de calor de un sistema,

se expresa como H y H significa un cambio de calor (q).

Entalpía de formación estándar ( H fº ).

La entalpía de formación es el cambio de calor cuando se forma un mol de sustancia a partir de sus elementos constituyentes en el estado normal ( 1 atmósfera y 25 ºC), específicamente la entalpía de formación de un compuesto es la diferencia entre el contenido de calor de los elementos a partir de los cuales se forma. Se designa con la sigla

H fº

Entalpía de reacción.

La energía implicada, por lo general, se observa en forma de calor y se expresa como el

calor de reacción o entalpía de reacción, Hr . Esta entalpía de reacción, se define como la cantidad de calor (medido en julios o calorías) que se desprende o que se absorbe durante una reacción química, a presión constante, según la cantidad de reactantes y/o de productos. Esta cantidad no se puede medir individualmente, lo que se mide es el cambio de entalpías durante una reacción química.

En una reacción química, el Hr , depende sólo de las sustancias iniciales y finales, prescindiendo del camino por el cual transcurre.

La entalpía de una reacción química está dado por la entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos.

Las características de la entalpía de reacción son:

1. La entalpía es una propiedad intensiva. Lo que significa que H es directamente proporcional a la cantidad de reactivos consumidos en el proceso.

2. El cambio de entalpía de una reacción es igual en magnitud, pero de signo opuesto

al H de la reacción inversa. 3. El cambio de entalpía de una reacción depende del estado de los reactivos y de los

productos

Hº = H

º( productos) - H

º( reactivos)


GENERAL.


La Termoquímica es la rama de la termodinámica que estudia el flujo del calor en las reacciones químicas.

Reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas.

Si se considera que las reacciones ocurren por el rompimiento de enlaces iniciales y por la formación de enlaces finales, es fácil entender que si la energía para romper los enlaces es mayor que la energía que se libera en su formación, las reacciones serán exotérmicas (con

H negativo) y, si ocurre lo contrario, serán endotérmicas (con H positivo).

Así reacciones endotérmicas son aquellas que ocurren con absorción de calor a partir del entorno. Es cuando el producto de la reacción tiene una entalpía mayor que los reactivos y por ello el sistema absorbe calor del entorno.

Y las reacciones exotérmicas son aquellas que ocurren con liberación de calor al entorno, debido a que el contenido de la entalpía de los productos de una reacción es menor que el de los reactivos y por ello el sistema libera calor al entorno. El ejemplo más común, son las combustiones.

Velocidad de reacción.

La Química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades diferentes. Gran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto de reactivos. Sin embargo, es igualmente importante entender la rapidez con la que pueden ocurrir las reacciones químicas.

El área de la Química que estudia la velocidad o rapidez con la que ocurren las reacciones se llama cinética química, así también se ocupa de revisar los mecanismos de reacción por medio de los cuales se efectúan las reacciones químicas, es decir de cómo ocurren las reacciones a nivel molecular.

La velocidad se mide por el cambio que ocurre en un intervalo determinado. En el caso de la velocidad de reacción se refiere al cambio en concentración de un reactivo o de un producto en un intervalo de tiempo. Las unidades de velocidad de reacción suelen darse en molaridad por segundo M/s.

Usualmente, la rapidez de la reacción se define en términos de la rapidez de la desaparición de uno de los reactivos. También se puede definir como la rapidez de aparición de uno de los productos, es decir en ambos casos lo que se mide es la rapidez del cambio en la concentración en un proceso a volumen constante.

Velocidad promedio = disminución de la concentración.

duración del intervalo.

Velocidad promedio = - Cambio en la concentración = [ ]

cambio en el tiempo. t


GENERAL.


Vp = - [ ] t2 - [ ]t1

t2 - t1

Teoría de las colisiones.

Para que ocurra una reacción química, las especies químicas participantes, átomos iones o moléculas deben chocar entre sí. Estas colisiones deben incluir la formación de nuevos enlaces o el rompimiento de los ya existentes, o ambos procesos. es necesario aclarar que no todas las colisiones son efectivas sino, todas las reacciones serían instantáneas.

Algunos principios generales de la cinética química son:

a) Si el mecanismo de reacción no es una combinación sencilla y de un solo paso, es más probable que la velocidad sea lenta.

b) Cuando la reacción implica la ruptura o formación de enlaces iónicos, ésta reacción será rápida; cuando se trata de enlaces covalentes, la reacción generalmente es lenta.

c) No toda colisión produce una reacción. d) La velocidad de la reacción aumenta al aumentar la frecuencia de las colisiones al

aumentar la temperatura del sistema. e) el mínimo de energía requerida para romper los enlaces e iniciar una reacción

química se llama energía de activación. f) Al arreglo especial de los átomos que tienen máxima energía se denomina complejo

activado o estado de transición. g) La velocidad de una reacción depende de la frecuencia de las colisiones (efecto de la

temperatura y la concentración) y de la energía de la colisión (efecto de la temperatura).

Factores que afectan la velocidad de reacción.

La velocidad de las reacciones químicas está afectada por varios factores, de los cuales los más sobresalientes son:

1. La concentración de los reactivos. Casi todas las reacciones químicas avanzan con mayor rapidez si se aumenta la concentración de uno o mas de los reactivos. La velocidad de una reacción homogénea, es decir aquella que se lleva a efecto en una sola fase depende de la concentración de las sustancias reaccionantes; esto es explicable puesto que a mayor concentración habrá mayor número de moléculas por unidad de volumen, lo que conduce a un mayor número de colisiones efectivas. La velocidad de una reacción es proporcional al producto de las concentraciones de los reaccionantes. La velocidad de la reacción disminuye a medida que la concentración de los reactivos disminuye; a la inversa, generalmente se incrementa cuando la concentración de los reactivos, se incrementa.

2. La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción. La rapidez de las reacciones químicas aumenta conforme se eleva la temperatura ya que aumenta la cantidad de moléculas que tienen suficiente energía para reaccionar, por ello la velocidad de la


GENERAL.


reacción se incrementa. Las moléculas del reactivo necesitan una cantidad de energía que sea suficiente para reaccionar y superar la barrera de energía de la reacción (llamada energía de activación). este incremento en la velocidad con el aumento de la temperatura se aplica a reacciones exotérmicas y endotérmicas. Como regla general, por cada 10º de incremento de temperatura, la velocidad casi de duplica o se triplica. Pero el incremento exacto varía con la reacción y con la naturaleza de los reactantes.

3. La presencia de un catalizador. La rapidez de muchas reacciones se puede aumentar agregando una sustancia que se conoce como catalizador. Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción sin ser consumido en la misma. J.J. Berzelius, en 1835, revisó una serie de observaciones realizadas durante 30 años que demostraban que numerosas reacciones tenían un factor en común: en cada caso, la naturaleza de la reacción fue influida por la presencia de una sustancia que permanecía sin alterarse durante el proceso; determinó que en estas reacciones se manifestaba una fuerza que denominó catalítica, introduciendo el término catálisis, para designar las reacciones que se realizaban bajo la influencia de esta fuerza catalítica; así, el término catálisis se utiliza para describir todos los procesos en los que la velocidad de la reacción es modificada por la presencia de los catalizadores.

Un catalizador se define como una sustancia que acelera la velocidad de una reacción química; esta sustancia al final de la reacción se recupera sin que haya sufrido un cambio apreciable. El catalizador tiene efecto de aumentar la velocidad de una reacción.

La acción catalítica se explica suponiendo que el catalizador modifica la energía de activación, la abate, ya sea por la formación de complejos inestables o proporcionando una superficie de adsorción.

Muchos procesos bioquímicos que se efectúan en los organismos vivos se realizan gracias a la acción de los catalizadores biológicos llamados enzimas.

Gran parte de la investigación en química industrial esta dedicada a la búsqueda de catalizadores nuevos y más efectivos para las reacciones de importancia comercial. También para encontrar métodos para inhibir o eliminar ciertos catalizadores que producen reacciones indeseables como las caries, el envejecimiento y la corrosión de los metales.

4. El área superficial de los reactivos o catalizadores sólidos o líquidos. Las reacciones donde participan los sólidos suelen avanzar más rápido conforme se aumenta el área superficial del sólido.

5. La Presión. Al aumentar la presión en una reacción gaseosa, el volumen disminuye y en consecuencia aumenta la concentración de los reactantes y por ende la velocidad de reacción. Las cambios en la presión afectan mucho la velocidad de reacción sólo cuando uno o mas de los reactivos o productos es gas. En éstos casos al aumentar la presión de los gases que reaccionan equivale a un aumento en sus concentraciones.


GENERAL.


EJERCICIOS DE RETROALIMENTACIÓN.

Utilizando la Fórmula Hº = H

º( productos) - H

º( reactivos) y la tabla de entalpías que se

encuentra en el Anexo, calcula las entalpías de reacción en cada una de las reacciones siguientes, con el resultado obtenido determina si son reacciones exotérmicas o endotérmicas.

Ejemplo:

CH4 + 2 O2(g) CO2 (g) + 2 H2O(l)

- 74.87 0 -393.52 2 x (-285.84)

Hº = H

º( productos) - H

º( reactivos)

Hº = (- 965.2) – (-74.87) = -890.33 KJ/mol

Al ser un resultado negativo, la reacción es exotérmica.

EJERCICIOS.

a) 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2(g)

b) 2 H2 (g) + O2(g) 2 H2O(l)

c) 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)

d) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

e) 4 FeO(s) + O2 (g) 2 Fe2O3 (s)

f) C2H6 (g) + 3 1/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2 O(g)

g) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)


GENERAL.


h) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO(g) + 6 H2O (l)

i) 4 Al (s) + 3 MnO2 (s) 3 Mn(s) + 2 Al2O3 (s)

j) 2 NO2 (g) + 7 H2 (g) 4 H2O (g) + 2 NH3 (g)

k) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O ( l)

l) 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N 2 (g) + 6 H2O (l)

m) Hg 2Cl2 + Cl2 (g) 2 HgCl2 (l)

n) 3 Be (s) + N2 (g) Be3N2 (s)

o) 2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g)

p) C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2(g) + 2 H2O(g)

Consumismo e impacto ambiental.

Se entiende como consumo al gasto de todo aquello que debido al uso se extingue o destruye. En nuestras actividades diarias consumimos un sinnúmero de productos, como son alimentos, agua, aire, energía eléctrica, gasolinas, etc.

Aunque las leyes de la Conservación de la Materia y la energía establecen que no se crean ni se destruyen sólo se transforman , lo cierto es que algunas transformaciones de la materia y la energía no se pueden aprovechar; además de que las fuentes y recursos naturales de donde se obtienen esas materias primas se están agotando debido al consumismo del hombre.

En cuanto a impacto ambiental, es un término que se define como “ las consecuencias ambientales probables de proyectos, programas, planes y políticas propuestas”.

El impacto ambiental sobre los recursos renovables ha sido muy severo, la explotación más drástica se presentó conforme la época industrial avanzó requiriendo mayores medios energéticos o la misma producción solicitó una mayor aportación de materias primas.

Es un hecho que a ciencia y la tecnología por sí solas no pueden solucionar los problemas ambientales, ya que éstos tienen su origen en la conducta humana. La educación y la concientización del hombre sobre los problemas ambientales pueden provocar cambios positivos y perdurables en su actitud hacia la conservación de los ecosistemas.


GENERAL.


Desarrollo sustentable.

Este concepto surge como respuesta a los problemas que la humanidad enfrenta actualmente, como son: la contaminación del agua, el suelo y el aire; y algunos otros que son menos perceptibles como es la reducción de la biodiversidad de los ecosistemas.

El desarrollo sustentable consiste en una forma de desarrollo que cumple con las necesidades de las actuales generaciones como son alimentación, vestido, vivienda, educación y sanidad, sin comprometer las aspiraciones de futuras generaciones para satisfacer sus propias necesidades.

El desarrollo sustentable de un país se puede estudiar considerando tres dimensiones: social, económica y ecológica. Aunque todas éstas se interrelacionan y cada una tiene implicaciones sobre las otras dos.

El desarrollo sustentable implica que una sociedad organizada pueda brindar a todos sus miembros paz social y servicios básicos, sin pobreza, alto nivel de estudio, disponibilidad de cultura y con índices de criminalidad muy bajos. Así también, la economía de esos países deben de sustentarse en el trabajo para todos sin por ello agotar los recursos naturales. Así, de esta manera, los ecosistemas podrán funcionar de tal forma que sea compatible las actividades productivas con la conservación de los recursos naturales para brindar bienestar social a la población.

Riesgos de la ciencia y la tecnología.

el conocimiento científico tiene su aplicación directa en la vida del planeta cuando la tecnología aplica los conocimientos obtenidos por la ciencia. La tecnología proporciona la capacidad de poner la naturaleza al servicio del hombre, pero se debe de cuidar su uso sea el más correcto posible de tal forma que no se agoten los recursos ni se destruya la naturaleza.

El desarrollo de la ciencia y la tecnología ha permitido tener mejores condiciones de vida y menos enfermedades. Son muchas las confusiones y los problemas que la ciencia ha resuelto, así como muchos los peligros de los que se ha salvado. Sin embargo, también son muchos los problemas, confusiones y peligros que el intenso desarrollo tecnológico de los últimos años ha traído. Pero, debemos confiar en que la misma ciencia y la tecnología, en un equilibrio de valores, aporten nuevas soluciones a estos problemas para tener una vida y un desarrollo sustentable.

La responsabilidad es de todos, todos debemos poner en cada una de nuestras acciones cotidianas, la razón y el valor que lleve a realizar un consumo racional y un uso adecuado de los recursos naturales, de los productos que nos brinda la tecnología, sin llegar al exceso. De cada uno de nosotros depende que el mundo en que vivimos sea sano, y que logremos dejar a las futuras generaciones un ambiente mejor que el que actualmente tenemos.


GENERAL.


BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA

Garritz, A. (2000). Tú y la Química Ed. Pearson Education. México.

Mora, G. V. (2005). Química 1. Ed. St. México.

Landa, B. M. (2006). Química 1. Compañía Editorial Nueva Imagen. México.

Lembrino P. I. (2005). Química 1. . Ed. Thomson. México.

Pérez, A. G. (2005). Química I. Un enfoque constructivista. Pearson Prentice Hall. México.

Martínez, M.M. (2006). Química 1. Ed. Thomson. México.

Anexo 1

Valores de entalpía de formación

Constantes de entalpías de formación a 25ºC

Compuesto ΔHf° (KJ/mol) J/mol

3-Etil hexano -210.9 -210,900

Acetaldehído -166.4 -166,400

Acetato de etilo -442.92 -442,920

Acetona -216.69 -216,690

Acetileno 226.75 226,750

Ácido acético -486.2 -486,200

Ácido fosfórico -1281 -1,281,000

Ácido nítrico -173.23 -173,230

Ácido sulfúrico -811.32 -811,320

Agua -285.84 -285,840

Amoniaco -67.20 -67,200

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=3-Etil_hexano&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Acetaldeh%C3%ADdo

http://es.wikipedia.org/wiki/Acetato_de_etilo

http://es.wikipedia.org/wiki/Acetona

http://es.wikipedia.org/wiki/Acetileno

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_ac%C3%A9tico

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fosf%C3%B3rico

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_n%C3%ADtrico

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BArico

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua

http://es.wikipedia.org/wiki/Amoniaco


GENERAL.


Anilina 10.861414 10,861.414 27.09

Arsenato de calcio -3330.5 -3,330,500

Benceno 48.95 48,950

Benzaldehído -88.83 -888,300

Bicarbonato de sodio -945.6 -945,600

Bisulfato de sodio -1,126 -1,126,000

Bromuro de hidrógeno -36.23 -36,230

n-Butano -124.73 -124,730

1-Buteno 1.172 1,172

Carbonato de amonio -941.86 -941,860

Carbonato de sodio -1,130 -1,130,000

Cianuro de hidrógeno 130.54 130,540

Cianuro de sodio -89.79 -89,790

Cloroetano -105 -105,000

Cloruro de amonio -315.4 -315,400

Cloruro de azufre -60.3 -60,300

Cloruro de hierro (II) (Cloruro ferroso) -342.67 -342,670

Cloruro de hierro (III) (Cloruro férrico) -403.34 -403,340

Cloruro de hidrógeno -92.311 -92,311

Cloruro de magnesio -641.83 -641,830

Cloruro de metilo (Clorometano) -81.923 -81,923

Cloruro de sodio -411.12 -411,120

http://es.wikipedia.org/wiki/Anilina

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Arsenato_de_calcio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Benceno

http://es.wikipedia.org/wiki/Benzaldeh%C3%ADdo

http://es.wikipedia.org/wiki/Bicarbonato_de_sodio

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Bisulfato_de_sodio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Bromuro_de_hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Butano

http://es.wikipedia.org/wiki/Buteno

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Carbonato_de_amonio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Carbonato_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cianuro_de_hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Cianuro_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloroetano

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_amonio

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Cloruro_de_azufre&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_hierro_%28II%29

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_hierro_%28III%29

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_metilo

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_sodio


GENERAL.


Cumeno (Isopropilbenceno) 3.93 3,930

Dióxido de azufre -296.90 -296,900

Dióxido de carbono -393.52 -393,520

Dióxido de silicio -851 -851,000

Disulfuro de carbono -110.52 -110,520

Etano -84.667 -84,667

Etanol (Alcohol Etilico) -277.6 -277,600

Etil benceno 29.79 29,790

Etileno 52.283 52,283

Formaldehído -115.89 -115,890

n-Heptano -187.8 -187,800

n-Hexano -167.2 -167,200

Hidracina 50.63 -50,630

Hidróxido de amonio -366.5 -366,500

Hidróxido de calcio -352 -352,000

Hidróxido de magnesio -924.66 -924,660

Metano -74.87 -74,870

Metanol (Alcohol Metilico) -238.4 -238,400

Monoxido de carbono –110.53 -110,530

Óxido de calcio -635.6 -635,600

Óxido férricoferroso -1,116.7 -1,116,700

Óxido de hierro (II) (Óxido ferroso) -267 -267,000

http://es.wikipedia.org/wiki/Cumeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_carbono

http://es.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_silicio

http://es.wikipedia.org/wiki/Disulfuro_de_carbono

http://es.wikipedia.org/wiki/Etano

http://es.wikipedia.org/wiki/Etanol

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Etil_benceno&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Etileno

http://es.wikipedia.org/wiki/Formaldeh%C3%ADdo

http://es.wikipedia.org/wiki/Heptano

http://es.wikipedia.org/wiki/Hexano

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidracina

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_amonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_calcio

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Metano

http://es.wikipedia.org/wiki/Metanol

http://es.wikipedia.org/wiki/Monoxido_de_carbono

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_calcio

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%93xido_f%C3%A9rricoferroso&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_hierro_%28II%29


GENERAL.


Óxido de magnesio -601.83 -601,830

Óxido nítrico 90.374 90,374

Óxido nitroso 81.55 81,550

Óxido de plomo -219.2 -219,200

Nitrato de amonio -366.1 -366,100

Nitrato de sodio -466.68 -466,680

Nitrito de sodio -359 -359,000

Propano -103.85 -103,850

Propanol (Alcohol n-Propílico) -255 -255,000

Propeno 20.41 20,410

n-Propilbenceno 7.824 7,824

Silicato de calcio -1,584 -1,584,000

Sulfato de amonio -1,179.3 -1,179,300

Sulfato de cobre (II) (Sulfato cúprico) -751.4 -751,400

Sulfato de calcio -1,432.7 -1,432,700

Sulfato de sodio -1,384.5 -1,384,500

Sulfato de zinc -978.55 -978,500

Sulfito de sodio -1,090 -1,090,000

Sulfuro de hierro (II) (Sulfuro ferroso) -95.06 -95,060

Sulfuro de sodio -373 -373,000

Tetracloruro de carbono -106.69 -106,690

Tiosulfato de sodio -1,117 -1,117,000

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_n%C3%ADtrico

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_nitroso

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_plomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitrato_de_amonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitrato_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitrito_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Propano

http://es.wikipedia.org/wiki/Propanol

http://es.wikipedia.org/wiki/Propeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Propilbenceno

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Silicato_de_calcio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_amonio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_cobre_%28II%29

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_calcio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_zinc

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfito_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfuro_de_hierro_%28II%29

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Sulfuro_de_sodio&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Tetracloruro_de_carbono

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Tiosulfato_de_sodio&action=edit&redlink=1


GENERAL.


Tolueno 50 50,000

Trióxido de azufre -395.18 -395,180

m-Xileno 17.24 17,240

o-Xileno 19 19,000

p-Xileno 17.95 17,950

Yeso (Sulfato de calcio dihidratado) -2,021.1 -2,021,100

http://es.wikipedia.org/wiki/Tolueno

http://es.wikipedia.org/wiki/Tri%C3%B3xido_de_azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Xileno

http://es.wikipedia.org/wiki/Yeso