guía quimica i completo

QUÍMICA I

Q.F.B. Giovanni J.P.A.C. / 2013. Preparatoria Ignacio Allende

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TEMARIO INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA 1.1. DEFINICIÓN DEL CONCEPTO QUÍMICA 1.2. BREVE HISTORIA DE LA QUÍMICA 1.3. CONOCE LA RELACIÓN DE LA QUÍMICA CON OTRAS CIENCIAS 1.4. EL MÉTODO CIENTÍFICO 1.5. RIESGOS Y BENEFICIOS DE LA QUÍMICA PROPIEDADES DE LA MATERIA 2.1. RECONOCE LAS PROPIEDADES DE LA MATERIA 2.1.1. CARACTERÍSTICAS Y MANIFESTACIONES DE LA MATERIA 2.1.2. PROPIEDADES DE LA MATERIA 2.1.3. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 2.1.4. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 2.1.5. CLASIFICACIÓN QUÍMICA DE LA MATERIA 2.2. DESCRIBE LAS CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES TIPOS DE ENERGÍA 2.2.1. MANIFESTACIONES DE LA ENERGÍA 2.2.2. BENEFICIOS Y RIESGOS EN EL CONSUMO DE LA ENERGÍA 2.2.3. DESCRIBE LAS CARACTERÍSTICAS DE LOS CAMBIOS DE LA MATERIA 2.3.1. CAMBIO FÍSICO 2.3.2. CAMBIO QUÍMICO 2.3.3. CAMBIO NUCLEAR EL MODELO ATÓMICO Y SUS APLICACIONES 3.1. EL MODELO ATÓMICO DE DALTON 3.2. EL MODELO ATÓMICO DE THOMPSON 3.3. EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 3.4. MODELO ATÓMICO DE JAMES CHADWICK 3.5. NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA Y MASA ATÓMICA 3.6. ISÓTOPOS Y SUS APLICACIONES 3.7. MODELO ACTUAL Y LOS NÚMEROS CUÁNTICOS (N, L, M, S) 3.8. SUBNIVELES DE ENERGÍA Y ORBITALES 3.9. REGLAS PARA ELABORAR CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y DIAGRAMAS DE ORBITALES. ANTECEDENTES HISTÓRICOS DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS 4.1. NOCIONES DE GRUPO, PERIODO Y BLOQUE, APLICADAS A LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL 4.2. PROPIEDADES PERIÓDICAS Y SU VARIACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA 4.3. CARACTERIZA LA UNIDAD E IMPORTANCIA DE LOS METALES Y NO METALES PARA LA VIDA SOCIOECONÓMICA DEL PAÍS

Preparatoria Ignacio Allende “El saber nos hará independientes”

Institución de Educación Media Superior

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TABLA PERIÓDICA 5.1. FUNDAMENTOS HISTÓRICOS DE LAS DIVERSAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS. 5.2. TABLA PERIÓDICA MODERNA. 5.3. GRUPOS, PERIODOS Y BLOQUES DE ELEMENTOS. 5.4. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y LA TABLA PERIÓDICA. 5.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS. 5.6. RIESGOS DE LOS ELEMENTOS PESADOS. ENLACES QUÍMICOS 6.1. ESTRUCTURAS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO. 6.2. ENLACES IÓNICOS. 6.3. ENLACE COVALENTE. 6.4. ENLACES MÚLTIPLES. 6.5. ENLACE COVALENTE COORDINADO. 6.6. PUENTES DE HIDRÓGENO. NOMENCLATURA 7.1. NOMENCLATURA DE ÓXIDOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS. 7.2. NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS Y OXIÁCIDOS. 7.3. NOMENCLATURA DE SALES BINARIAS Y OXISALES. 7.4. NOMENCLATURA DE HIDRUROS E HIDRÓXIDOS. 7.5. NOMENCLATURA DE HIDRATOS. REACCIONES QUÍMICAS 8.1. SIMBOLOGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. 8.2. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. 8.3. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS (MÉTODO POR TANTEO Y ALGEBRAICO). 8.4. OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN EN REACCIONES QUÍMICAS.

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1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA La química está en todas partes, todo lo que puedes tocar, ver u oler contiene una o más sustancias químicas. Vivimos en un mundo de sustancias químicas. Una sustancia química es cualquier material con una composición definida, sin importar su procedencia. Hoy en día se conocen más de 25 millones de sustancias químicas. Aprender sobre el mundo que nos rodea puede conducirnos a invenciones interesantes, útiles y a nuevas tecnologías. En tu vida diaria, puedes observar constantemente cambios como la fermentación de los alimentos (queso, yogurt, entre otros) o darte cuenta que los alimentos que consumes se transforman dentro de tu cuerpo, aunque no los puedas ver. Puedes encontrar las respuestas a estas preguntas y a muchas más por medio del estudio de la Química. 1.1. Definición del concepto Química La Química es definida como la ciencia que se ocupa de los materiales que se pueden encontrar en el Universo y las transformaciones que estos sufren. Su estudio es de gran importancia para el ser humano, ya que se aplica a todo lo que lo rodea. Por ejemplo, el lápiz que utilizas, tu cuaderno, el perfume que usas, la ropa que vistes, tus zapatos, los alimentos que ingieres y los compuestos que respiras como el aire, todo. Esta disciplina permite entender muchos de los fenómenos que observamos y también aprender a intervenir en ellos para nuestro beneficio. Esta ciencia está presente en medicinas, vitaminas, pinturas, pegamentos, productos de limpieza, materiales de construcción, automóviles, equipo electrónico, deportivo y cualquier cosa que puedas comprar, usar y comer. Todos los objetos que usas en tu vida están hechos a base de procesos químicos. Como ves, vivimos de la Química, las reacciones y sustancias que hacen posible la vida son a través de la Química. 1.2. Breve historia de la Química La Química como ciencia no surgió de la noche a la mañana, si no que se fue el desarrollando en la antigüedad en la medida que el hombre buscaba satisfacer su curiosidad acerca de la naturaleza y el origen del Universo. Las primeras experiencias del ser humano como químico se dieron con la utilización del fuego en la transformación de la materia, la obtención de hierro a partir del mineral y de vidrio a partir de arena, son claros ejemplos. Poco a poco el hombre se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de transformación. Se dedicó un gran empeño en buscar una sustancia que transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. Los alquimistas tenían como fin la búsqueda de la piedra filosofal, que les permitiría transformar diversos metales en oro, curar cualquier enfermedad y rejuvenecerse ellos mismos. Los filósofos griegos y los alquimistas del siglo V a.C. pensaban que la materia se componía de 4 elementos: tierra, aire, fuego y agua. Esta teoría estuvo presente toda la Edad Media (hasta el siglo XV d.C. aproximadamente). La Química surge en el siglo XVII, el alquimista se había a convertido en químico y la o alquimia había pasado a ser la ciencia Química. La alquimia dejó un legado importante a la química actual, como el perfeccionamiento de los diversos métodos que usamos (destilación, cristalización, sublimación y combustión). Dimitri Mendeleiev (1834 ‐1907). Realizó la primera versión de la tabla periódica moderna. Niels Bhor (1865 ‐1962). Realizó importantes contribuciones para la comprensión de la estructura del átomo. Robert Boyle (1627 ‐1691)). Fue un gran líder en el desarrollo de la química, publicó su libro: “The sceptical chymistk” (El Químico escéptico), en 11961, donde explica que las sustancias a las que llamó elementos, no se pueden descomponer en algo más simple; también menciona que si se combinan dos o más elementos se formaría una sustancia completamente diferente a la que se llamaría compuesto. Antoonie Lavoisier (1743‐1794). Químico francés realizó una tabla de 33 elementos en el primer texto de Química moderno, llamado “Tratado elemental de Química” (1789) algunos de estos materiales no eran elementos, pero

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Lavoisier fue el primero en poner nombres modernos y sistemáticos. Lavoisier descubrió que cuando se quema carbón mineral, se combina con el oxígeno para formar dióxido de carbono, fue el primero en saber el rol que juega el oxígeno en la combustión Por su trabajo enfocado a establecer a la química como una ciencia cuantitativa se le considera “El padre de la Química Moderna”. Actividad 1 Instrucciones: Contesta las siguientes preguntas. 1. ¿Por qué se dice que la química es una ciencia fundamental? 2. Elabora un diagrama donde se muestren en orden cronológico los antecedentes y las principales aportaciones del desarrollo de la química. 3. ¿Cuáles de los métodos importantes que surgieron a partir de la alquimia los aplicas a tu vida diaria? 4. ¿Cuáles son los principales retos para la química en esta década? 1.3. Conoce la relación de la Química con otras ciencias Si analizas los objetos y productos que usas en tu vida diaria entenderás que en su obtención o producción se aplican conocimientos de diferentes ciencias. Los problemas graves que enfrentamos son innumerables, aunque la escasez de los alimentos, la aparición de nuevas enfermedades, el agotamiento de las fuentes de energía convencionales y el deterioro el ambiente, son las principales preocupaciones de la química actual. Además de ser una ciencia la Química sirve a otras ciencias y a la industria. Los principios químicos contribuyen al estudio de la Física, Biología, Geología, Agricultura, Ingeniería, Medicina, Ecología, Astronomía y muchas otras disciplinas. En la Biología, tiene una muy estrecha relación, porque en los seres vivos se desarrollan una amplísima variedad de reacciones químicas y la materia en estudio proporciona conocimientos básicos para entenderlas y predecirlas. Muchos procesos químicos también se cuantifican. Para ello las aportaciones de las matemáticas, son absolutamente necesarias, desde las simples sumas y restas hasta modelos matemáticos de alta complejidad utilizados para describir la estructura atómica y los mecanismos de reacción, estos son ejemplos de cómo interactúan ambas ciencias. En áreas como la medicina, la química ha permitido comprender como actúan las plantas medicinales usadas en ciertos pueblos o comunidades, ya que no sólo tienen un uso medicinal, también se obtienen de ellas tintes, saborizantes y otros productos. Otro logro en el área de las ciencias es la Nanociencia y sus aplicaciones en la Nanotecnología, las cuales se dedican al conocimiento de los procesos biológicos, químicos y físicos a nivel molecular, y en un futuro se convertirán en una de las revoluciones científicas más importantes para la humanidad. La Química se relaciona con la Geografía, al momento de estudiar cómo está formada la corteza terrestre para entender los fenómenos que se llevan a cabo en ella o para la búsqueda de recursos naturales. La Química y la Física son ciencias complementarias. ¿Sabías que la teoría atómica fue hecha por físicos? Otro ejemplo son las reacciones nucleares para producir energía nuclear y después transformarla en energía eléctrica para uso doméstico, como consecuencia de este proceso se producen residuos radiactivos de lenta desintegración. La Química y la Astronomía tienen múltiples puntos de contacto. Un ejemplo claro lo tenemos cuando el astrónomo requiere conocer la edad y la composición de las estrellas que se encuentran a años luz de distancia. Analizando la luz

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que nos llega de ellas ha sido posible calcular la distancia a la que se encuentran de nuestro planeta y etapa de desarrollo. Igualmente con la Arqueología, se utiliza para descifrar datos e interrogantes como la antigüedad de piezas (jarrones, armas, cascos). La exactitud se logra por medio de métodos químicos como el del carbono 14. En el área de la Ingeniería, la química hace posible la alta tecnología desde los chips de computadora hasta los cristales líquidos de tu televisión y calculadora. Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son: Química Aplicada. Estudia las propiedades de cada una de las sustancias en particular, desde el punto de vista útil medicinal, agrícola, industrial, etc. Química Inorgánica. Estudia las sustancias que provienen del reino mineral. Química Orgánica. Estudia principalmente los compuestos que provienen de seres vivos, animales y vegetales. Fisicoquímica. Estudia la materia empleando conceptos físicos. Bioquímica. Es la ciencia que estudia los componentes químicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos y ácidos nucleicos, además de otras pequeñas moléculas presentes en las células. La química tiene un papel fundamental para la comprensión de procesos y descubrimientos que formarán parte de las soluciones a los problemas. Actividad 2 Instrucciones: lee los siguientes párrafos y señala en la línea cuál o cuáles ciencias mencionadas se relacionan con la Química en cada caso. En la combustión de los automóviles se liberan sustancias contaminantes que ocasionan graves perjuicios a la comunidad, por lo que las dependencias de gobierno implementan medidas de control para minimizar efectos. _________________________________________________________________________________________________ Bangladesh es el séptimo país más populoso del mundo, y decenas de millones de sus ciudadanos han sido expuestos al arsénico en el agua durante las últimas décadas. Alrededor de 3.000 bangladeshíes mueren de cáncer inducido por arsénico cada año, y hoy en día millones de personas en el país viven con envenenamiento por arsénico, que se manifiesta como lesiones de la piel y trastornos neurológicos, enfermedades cardiovasculares y pulmonares, además de cáncer. _________________________________________________________________________________________________ Usando el radiotelescopio Robert C. Byrd de Green Bank (GBT por sus siglas en inglés), ubicado en Virginia Estados Unidos, se ha estudiado los precursores químicos de la vida. Estos nuevos descubrimientos están ayudando a los científicos a desentrañar los secretos de como los precursores moleculares de la vida pueden formarse en las nubes gigantes de gas y polvo donde nacen las estrellas y planetas. _________________________________________________________________________________________________ 1.4. El método científico Debido a que la ciencia tiene como objetivo la explicación de las causas y los efectos de lo que ocurren en nuestro alrededor, ha sido necesario establecer una serie de procedimientos llamados Método Científico. Éste es el proceso central de las investigaciones científicas.

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Pasos para el Método científico: 1. Efectuar Observaciones: describir y medir algún evento de la naturaleza. Los datos son las observaciones basadas en las mediciones cualitativas (la casa es blanca, el aluminio es plateado); o bien cuantitativas (el agua hierve a 100ºC, el árbol mide 10 mts). 2. Formular Hipótesis: es una explicación posible a la observación. 3. Llevar a cabo Experimentos: es un procedimiento para explicar la hipótesis. Regularmente se realizan muchos experimentos para recopilar una gran cantidad de datos, si los resultados de la experimentación no coinciden con la hipótesis, se debe proponer una nueva hipótesis y hacer nuevamente experimentos. 4. Teoría: son explicaciones de fenómenos fundadas en numerosas observaciones y apoyada en numerosos experimentos, por ejemplo: el estudio del átomo, en el cual se han propuesto un serie de teorías que tratan de explicar su comportamiento y que hasta la fecha no se ha finalizado de estudiar. 5. Ley: es un enunciado que resume hechos experimentales acerca de la naturaleza, cuyo comportamiento es congruente y no presenta excepciones conocidas. Los médicos como hombres de ciencia, usan el método científico en su labor. En alguna ocasión que te hayas enfermado y te llevaron al médico, después de examinarte, seguramente se determinó que siguieras un tratamiento, se incluyó el uso de medicamentos para aliviarte o curar la enfermedad y pidieron que te realizaran análisis para establecer un diagnóstico. Problemas cotidianos Instrucciones: identifica el problema de las siguientes situaciones y dale una solución acertada. • Supón que necesitas realizar varios encargos en diversos lugares, como ir a una tienda de abarrotes, al banco, alquilar un video e ir a dejar un encargo a casa de un amigo, antes de las 3:00 p.m. Siguiendo con el ejemplo de cuando necesitas hacer varios encargos antes de las 3:00 p.m., en el paso número uno: identifica el problema que sería, idear una ruta para completar el mayor número de encargos antes de la hora establecida. Las observaciones previas te proporcionan datos como la hora de cierre del banco y el alquiler de videos, considera que tienes que conservar los alimentos fríos de la tienda de abarrotes. Estos datos te aportan información acerca del tiempo aproximado que necesitas para ir de un lugar a otro. Como puedes ver el mundo está lleno de problemas, simples y complejos en los cuales aplicamos un razonamiento crítico, y si te das cuenta, los científicos siguen estos mismos procedimientos para estudiar el mundo que nos rodea, lo importante es que el pensamiento científico sea aplicable a cualquier aspecto de la vida. Gráfico del Método Científico

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Revisaremos un ejemplo que se puede presentar en nuestra vida cotidiana y que refleja una forma simple del método científico, en su aspecto más de sentido común, a pesar de que tenga otros aspectos anti‐intuitivos: Imagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato la televisión y al apretar el control a distancia, no enciende la tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si el control está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse la TV. Te acercas a la TV y pruebas directamente con sus botones, pero sigue sin funcionar. Compruebas si está desconectada, pero está conectada y sin embargo no funciona. Al caminar por la sala buscas los interruptores de la luz, pero al oprimirlos no se encienden. Compruebas en otras habitaciones y tampoco. Sospechas que el problema está en la caja de fusibles central. Vas a inspeccionarla y descubres que había uno flojo. Reconectas y todo funciona... Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchas veces de manera inconsciente en la vida cotidiana, que se asemeja mucho al método científico y sirve para ilustrarlo de forma fácil. En la explicación siguiente se explican los pasos: Observación: detectas el problema de que no funciona la TV. ‐Primera Hipótesis: quizás no oprimiste bien los botones del control o no has apuntado bien a la TV. ‐Predicción: si la hipótesis es cierta, entonces si aprietas tres veces los botones, dirigiendo bien el control, se debería encender la TV. ‐Verificación: realizas la prueba, pero no se enciende la TV, es decir, no se confirman tus predicciones. El experimento ha sido válido, así como la comprensión de los principios que usaste. Esto hace que busques una nueva hipótesis en base a las observaciones derivadas del fallo de tus predicciones, con lo que concluyes: “ya comprobé que el problema no está en los botones del control ni en la posición de éste”. ‐Segunda Hipótesis: no funcionan las pilas del control. ‐Predicción: si cambias las pilas por otras nuevas tendrá que funcionar la TV. ‐Verificación: ya cambiaste las pilas y sigue sin funcionar la televisión. Tú experimento y la comprensión de tu hipótesis ha sido probablemente correcta. Como consecuencia y con la información adicional observada (que tampoco son las pilas del control), vuelves a generar otra nueva hipótesis: ‐Tercera hipótesis: el problema está en los botones del televisor o en la conexión. ‐Predicción: presionando fuerte los botones y comprobando el enchufe, funcionaría el televisor. ‐Verificación: lo compruebas, pero siguen sin funcionar. Con la nueva información te puedes plantear dos nuevas hipótesis: hipótesis 4a (que el problema es del interior de la TV) o hipótesis 4b (que el problema está en el suministro eléctrico de la casa). Es más fácil verificar las predicciones de la hipótesis 4b, la cual optas por contrastarla. ‐Puedes predecir que si la hipótesis 4b (fallo del suministro eléctrico de la casa) es cierta, no deberían funcionar los interruptores de la luz de todo el piso. ‐Verificación: en este caso es correcta porque tras probar varios interruptores, varias veces, (replicación), éstos no funcionan.

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Entonces se acepta como teoría provisional, que el fallo del funcionamiento del televisor se debe al fallo del suministro eléctrico de la casa. Para especificar más, plantea varias hipótesis adicionales y opta por la hipótesis de que han fallado los fusibles de la caja de suministro eléctrico, porque parece la más simple y fácil de contrastar. ‐Predicción: si miras en la caja de suministro eléctrico, veras el dispositivo en posición "off" y al corregirlo funcionarán los interruptores, así como la televisión. ‐Verificación: lo compruebas y se confirma la posición "off" del dispositivo. Lo corriges y funcionan todas las luces del piso y la televisión. Esta explicación es lo que solemos hacer casi siempre de forma inconsciente. El ejemplo se puede ver en muchos aspectos de nuestra vida y nos sirve para ilustrar el método científico en sus aspectos más cercanos a nosotros. Actividad 3 Instrucciones: realiza la siguiente lectura y contesta las preguntas que están al finalizarla.

La trágica carne asada Tu mejor amigo organizó una carne asada en el patio de su casa, realizadas las compras necesarias, tu amigo se dispuso a prender el carbón con un poco de gasolina que extrajo de su carro en un pequeño recipiente, una vez impregnado el carbón de gasolina, colocó el recipiente con sobrante sobre una pila de periódicos viejos cerca del brasero y encendió el carbón, levantándose una gran llamarada; segundos más tarde el recipiente empezó a arder y muy pronto el fuego se propagó por los periódicos llegando hasta un arbusto seco que se encontraba cerca. ¿Al encontrarte en esa situación qué harías?

a) Tomar la manguera, abrir la llave del agua y dirigir el chorro hacia el incendio. b) Ir por el extinguidor que traes en tu carro (considerando que el carro está cerca) y apagar el fuego. c) Tomar una cobija que estaba tendida, mojarla y cubrir el fuego.

Explica cómo aplicar los pasos del método científico (planteamiento del problema, o hipótesis, obtención y registro de información, experimentación, contrastación e interpretación de resultados y conclusión) para resolver la cuestión. 1.5. Riesgos y beneficios de la Química La industria química ha creado múltiples beneficios para la sociedad, pero también se ha encargado de generar muchos problemas. Ahora enfrentamos muchos problemas cuyas soluciones dependen de la ciencia. A diario leemos u oímos historias acerca de:

La elaboración de vacunas contra el SIDA.

La prohibición del uso de herbicidas y pesticidas.

Los análisis de ADN para determinar enfermedades genéticas, crímenes, pruebas de paternidad, etc.

El plomo en el agua potable

El calentamiento global.

El agujero de la capa de ozono.

Los riesgos asociados con cigarros, el alcohol, las grasas saturadas entre otros alimentos.

Contaminación.

Quema de bosques y sus efectos en la ecología.

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Estos problemas persistirán durante muchos años y otros se añadirán a la lista. En donde vivimos, cada uno de nosotros estamos expuestos día a día a productos químicos y riesgos químicos peligrosos. Por eso nos debemos preguntar: ¿Los riesgos superan a los beneficios? La evaluación de riesgos es un proceso que conjunta a profesionales de los campos de la química, biología, toxicología y estadística para evaluar el riesgo asociado con la exposición de cierto producto químico. Se han llevado a cabo estudios para demostrar cómo se perciben estos riesgos, por ejemplo la exposición a un producto químico. La percepción depende si son riesgos voluntarios como fumar o viajar en avión, se aceptan con más facilidad que los involuntarios, por ejemplo: los herbicidas en los cítricos o el asbesto en los edificios. Las personas llegan a conclusiones de que todo lo “sintético” es malo, en tanto que todo lo orgánico es bueno. Una vez evaluado el riesgo, lo siguiente es manejarlo. El manejo de riesgos comprende juicio de valor en los que confluyen aspectos sociales, económicos y políticos. Estos riesgos deben confrontarse con los beneficios de las nuevas tecnologías que vendrán a sustituir al viejo problema. Nosotros aplicamos la evaluación como el manejo de riesgos para decidir si compramos cierto producto (un pesticida), si tomamos cierto medicamento (un analgésico por ejemplo) o comemos ciertos alimentos. Algunos beneficios de la industria química es el combatir la carestía de alimentos ayudándose de técnicas como la biotecnología para producir alimentos transgénicos con características útiles desde el punto de vista comercial, manipulando la información interna de los cultivos seleccionados al introducirles cambios de color, sabor y resistencias a plagas. También algunas sustancias naturales presentes en los alimentos pueden provocar cáncer, los químicos ya trabajan en estos problemas. Los refrigerante hacen posible que los alimentos permanezcan congelados, que preserven grandes cantidades de productos alimenticios que de otra manera se echarían a perder y por otro lado los conservadores también tienen sus efectos en la salud. También se producen nutrientes sintéticos, pero queda mucho por hacer a medida que la población mundial aumenta en relación con el campo disponible para el cultivo. Los avances en la medicina y quimioterapia, a través del desarrollo de drogas nuevas han contribuido a la prolongación de la vida y al alivio del sufrimiento humano. La industria de los plásticos, polímeros y textiles producen materiales de construcción durable y útil. ¿Qué beneficio tiene el uso de fertilizantes químicos con el aumento de la población agrícola? El incremento de la utilización de fertilizantes sin duda se debe al aumento de las cosechas, lo que confirma la pauta general de mayor eficacia en la utilización de fertilizantes. Otra posibilidad consiste en mejorar a través de la biotecnología eficacia en la utilización de fertilizantes, la absorción de nutrientes en las plantas, así como también beneficia a que se mantengan verdes por más tiempo. Sin embargo, como ahora sabemos, no todos los productos son buenos. Algunos han estado implicados en enfermedades y afecciones de toda índole, incluso cáncer, trastornos y defectos reproductivos, defectos de nacimiento, trastornos comportamiento neurológico y funciones inmunológicas deficientes. Actividad 4 Instrucciones: responde las siguientes preguntas de manera individual, con base en el conocimiento adquirido. 1. Escribe 3 riesgos involuntarios respecto a la química y que enfrentas en tu vida día con día. 2. Describe que son los insecticidas orgánicos. 3. ¿Qué beneficios tiene la aplicación de insecticidas orgánicos?

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2. PROPIEDADES DE LA MATERIA 2.1. Reconoce las propiedades de la materia Gran parte de los problemas ambientales que tenemos en la actualidad se deben a que en el pasado se desconocían las propiedades de algunos materiales, al igual que el daño que originaban al interactuar con el medio ambiente. Conoceremos qué es la materia, por ello, es importante conocer sus propiedades para clasificarla, identificarla y hacer un uso responsable de ella para o beneficio propio y la conservación del planeta. 2.1.1. Características y manifestaciones de la materia Como habíamos visto anteriormente, los filósofos griegos mencionaban que todo organismo y objeto estaban constituidos por cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego. Pero después de muchas ideas y teorías, se ha llegado a la conclusión de que el Universo entero está formado por materia. ¿Qué es materia? Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, es todo lo que existe en el Universo. De hecho la Química estudia la materia y los cambios que ésta sufre. La masa es la existencia de materia en forma de partículas, es una medida de cantidad de la materia, pero solemos confundir la masa con el peso. El peso es la acción de la fuerza de gravedad sobre la masa de un objeto en particular. Cuando se inició la exploración al espacio, las diferencias entre masa y peso se hicieron más evidentes. Por ejemplo la masa de un astronauta en la Luna es la misma que su masa en la Tierra la cantidad de materia que lo constituye no cambia. El peso del astronauta en la luna es sólo una sexta parte de su peso en la Tierra por lo que la atracción que la Luna ejerce es seis veces menor que la atracción de la Tierra. “El peso cambia con la gravedad pero la masa no”. 2.1.2. Propiedades de la materia Los objetos que están en nuestro entorno presentan características que nos permiten distinguirlos uno de otro. A estas características se les nombra propiedades. Las propiedades se clasifican en: 1.‐ Propiedades generales o extensivas. 2.‐ Propiedades específicas o intensivas: a) Propiedades químicas. b) Propiedades físicas. 1. Propiedades generales o extensivas. Son comunes y depende de la cantidad de masa que posea, tenemos: • Masa: es la existencia de materia en forma de partículas y tiene como unidad el gramo (g). • Volumen: es la porción de espacio ocupada por un cuerpo, la unidad es el metro cubico. (m

3).

• Inercia: es la tendencia de un cuerpo a conservar su estado en reposo, s relaciona con la masa a mayor masa, mayor inercia. • Peso: es la acción de fuerza de la gravedad sobre un objeto, su unidad es el newton (N).

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2. Propiedades específicas o intensivas: Se distingue una de otra y no dependen de la cantidad de masa que posea el cuerpo. Éstas a su vez se clasifican en propiedades físicas y propiedades químicas. Propiedades físicas: pueden observarse sin que existan cambios en la estructura interna de la sustancia. El color, olor, brillo, dureza, punto de fusión, punto de ebullición, ductibilidad, densidad, maleabilidad, conductividad y solubilidad. Dureza: la propiedad de ser duro o blando. Punto de fusión: es la temperatura a la cual la materia pasa de estado sólido a estado líquido. Punto de ebullición: la materia cambia de estado líquido a gaseoso. Ductibilidad: que es posible estirarse. Densidad: cantidad de masa por unidad de volumen, sus unidades son g/ml, g/L, g/cm3. Maleabilidad: la capacidad de algunos metales de martillar y laminar para darle forma. Conductividad: es una medida con la que una muestra transmite calor o electricidad. Solubilidad: es la cantidad de sustancia que puede disolverse en una cantidad previamente especificada de solvente. Mencionaremos las propiedades físicas del iPhone, vamos a ejemplificar algunas:

Tiene color plateado, por lo tanto lustre o brillo.

Presenta dureza porque es un metal.

Algunos materiales de los que está compuesto el aparato pueden presentar un punto de fusión si son expuestos al sol.

No es dúctil.

Es maleable, ya que si presentara alguna caída, puede perder la forma.

No presenta solubilidad.

Como puedes observar toda la materia tiene propiedades físicas un ejemplo de ello es el iPhone. Otro ejemplo para describir las propiedades físicas, es una manzana. Podemos señalar que ésta presenta brillo debido a las ceras que contiene en su cubierta exterior; el color como la masa pueden variar; no presenta conductividad, ni punto de ebullición y no es soluble a menos que se haga un jugo con el extracto de manzana. Propiedades químicas son las propiedades que relacionan los cambios de composición de una sustancia, por ejemplo oxibilidad, combustibilidad, inflamabilidad y la reactividad de un elemento. Oxibilidad: es la propiedad de algunos elementos capaces de formar óxidos, cuando están en contacto con el oxígeno, ejemplo: fierro cuando se oxida, al Igual las frutas y verduras al ponerse obscuras o negras. Combustibilidad: cuando las sustancias son capaces de arder. Inflamabilidad: esta propiedad química nos informa si la sustancia es capaz de encenderse con facilidad y desprender llamas. Reactividad: es la capacidad de reacción química que presenta ante otros reactivos.

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Vamos a identificar algunas propiedades físicas y químicas del azúcar de mesa.

Es un sólido; presenta color blanco.

Tiene sabor dulce.

No conduce la electricidad porque no es un metal.

Presenta un punto de fusión de 185°C cuando se calienta y se carameliza.

Tiene propiedades químicas como arder en oxígeno para producir, bióxido de carbono.

Las sustancias en el mundo, tal y como las conocemos, se caracterizan por sus propiedades físicas o químicas, es decir, cómo reaccionan a los cambios sobre ellas. ¿Es importante entender las propiedades físicas y químicas? Importa mucho, ya que puedes confundir una sustancia por otra, puede llevarte a pérdidas económicas, incluso si confundes un medicamento por otro te puede llevar el riesgo de perder salud o ir a dar al hospital. ¡Cuidado! A continuación se presentan más ejemplos, para identificar las propiedades intensivas.

Propiedades Intensivas Características de algunas sustancias

Propiedades Físicas

Propiedades Químicas

Sustancia

Estado Físico

Color

Olor

Punto de

Fusión

Sal

Solido

Blanco

Inodoro

801°C

La electricidad la descompone en sodio y cloro.

Alcohol

Liquido

Incoloro

Irritante

-117°C

Inflamable

Agua

Liquido

Incoloro

Inodoro

0°C

La electricidad la descompone en Hidrogeno y Oxigeno

Actividad 5 Instrucciones: contesta las preguntas que a continuación se incluyen, observa el ejemplo (pregunta 1). 1.‐ ¿Cuál es la masa del iPhone en la Tierra, en la Luna y en Marte? R= Es 136 gramos en los 3 diferentes ambientes, la masa no cambia, lo que cambia es el peso que es la fuerza de la gravedad sobre la masa de un objeto. 2.‐ ¿De qué sustancias, metales, etc. está formado el iPhone? 3.‐ ¿Por qué crees que el peso del iPhone sería diferente en la Luna y en la Tierra? 4.‐ Si agregas ácido en la superficie del iPhone: ¿Cómo reacciona? ¿Es inflamable?

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2.1.3. Estados de agregación de la materia Una muestra de materia puede ser un sólido, líquido, gases y plasma. Estas maneras de manifestarse se conocen como estados de agregación o simplemente estados físicos, debido a que las características de cada uno de los estados tienen relación con la forma en la que están dispuestos los átomos o moléculas que componen la materia de estudio. Estado sólido Los sólidos tienen una forma y volumen definidos. Normalmente son rígidos, ya que sus moléculas están unidas unas con otras como una red cristalina donde las fuerzas de atracción son muy fuertes. A mayor unión, mayor rigidez del sólido. Estado líquido Los líquidos, como podemos observar a través de muchos ejemplos en nuestra vida diaria, aunque poseen un volumen propio, adoptan la forma del recipiente que los contiene. Los líquidos pueden fluir, derramarse o escurrir debido a que las moléculas no tienen una posición espacial tan fija como en los sólidos. Las moléculas de los líquidos tienen suficiente energía cinética, es decir, la energía en movimiento que ocasiona que se mueven más rápido, pueden romper la restricción de una estructura definida. Los líquidos también tienen otras características especiales como la viscosidad y la tensión superficial. Cuando un líquido fluye, éste presenta una resistencia interna al movimiento; a este fenómeno se le conoce como viscosidad del líquido, por ejemplo: la miel y el agua, en estos dos líquidos, podemos afirmar que la miel tiene mayor viscosidad. Estado gaseoso Los gases no tienen forma ni volumen definido, sino que adoptan la forma y el volumen del recipiente que ocupan. Sus partículas, ya sean átomos o moléculas viajan a gran velocidad chocando con frecuencia con otras partículas y con las paredes del recipiente, porque su energía cinética es muy alta. Los gases pueden comprimirse en un grado relativamente importante, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión pueden pasar al estado líquido. Las moléculas del gas Helio, el gas para inflar globos, chocan constantemente, debido a que tienen mucha energía.

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Plasma El plasma es el cuarto estado de la materia, de acuerdo a investigaciones científicas, es el más abundante en el Universo, ya que ocupa el 99% del mismo. Las estrellas, auroras boreales, nuestro Sol y el polvo interestelar están formados por plasma. El plasma es un gas ionizado que conduce corriente eléctrica, pero es eléctricamente neutro. Se forma a temperaturas muy elevadas, cuando la materia absorbe energía y se separa formando iones positivos y negativos. Como el plasma no puede estar contenido en ningún recipiente sólido, los científicos experimentan con campos magnéticos muy poderosos para poder confinarlo. Coloidal: (investigar)* 2.1.4. Cambios de estado de la materia Los cambios de estado son cambios físicos ya que no se modifica la estructura interna de la sustancia. Los cambios de estado son: Fusión: es el cambio de estado sólido a líquido. Evaporación: cuando el estado líquido se convierte a estado gaseoso. Condensación: el cambio de gas a estado líquido, por ejemplo si enfriamos un gas perderá velocidad, tendrá que juntarse y toma el estado de agregación líquido, como las nubes. Solidificación: cambio de estado líquido a sólido. Sublimación: es el cambio sólido a gaseoso, sin pasar por el estado líquido. Deposición: cambio de estado gaseoso al sólido sin pasar por estado líquido. Veamos algunos cambios de estado señalando como ejemplo el ciclo del agua:

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Sublimación Hielo (agua en estado sólido) + temperatura = vapor (agua en estado gaseoso). Fusión Cubo de hielo (sólido) + temperatura = agua (líquida). El calor acelera el movimiento de las partículas del hielo, se derrite y se convierte en agua líquida. Evaporación No hay que confundir a la evaporación con la sublimación. Cuando te lavas las manos y las pones bajo la máquina que tira aire caliente, éstas se secan y el agua se evapora. Lo mismo pasa cuando por acción de la temperatura en la Tierra el agua de los mares cambia de líquido a gas y va hacia la atmósfera. Ebullición El agua tiene su punto de ebullición a los 100º C, el alcohol a los 78º C. El término hervir es una forma común de referirse a la ebullición. Condensación El vapor de agua al chocar con una superficie fría, se transforma en líquido. En invierno los vidrios de los automóviles se empañan y luego le corren "gotitas"; es el vapor de agua que se ha condensado. 2.1.5. Clasificación química de la materia * Una sustancia pura es una sustancia química particular compuesta de la misma clase de materia, con partículas del mismo tipo en toda su extensión y puede ser un elemento o un compuesto. a) Los elementos son las sustancias más fundamentales de las cuales se construyen todas las cosas materiales. La partícula más pequeña que conserva las propiedades del elemento es un átomo. b) Los compuestos son sustancias puras constituidas por elementos de dos o más tipos, combinados unos con otros. Cada compuesto tiene una fórmula química ejemplo la fórmula del amoníaco (NH3). El amoníaco está formado por dos elementos como Nitrógeno e Hidrógeno. La sal es otro compuesto y su fórmula es NaCl, está formada por dos elementos que son el Sodio y Cloro.

a) Ejemplos de elementos:

b) Ejemplos de compuestos:

Oxígeno Oro Plata Aluminio Hierro

Agua Sal común Azúcar Amoníaco Alcohol etílico

Las mezclas son el resultado de la combinación física de dos o más sustancias puras. Como por ejemplo podemos mencionar las aleaciones metálicas como el acero, el aire que es una mezcla de varios gases y el agua de mar que es una mezcla de agua y sales minerales. Las mezclas se clasifican en dos tipos:

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• Mezclas homogéneas: esta mezcla es uniforme en toda su extensión, por ejemplo, alcohol en agua, el latón, acero, un enjuague bucal y gasolina. Las aleaciones también son mezclas sólidas homogéneas de dos o más metales, o de uno o más metales con algunos elementos no metálicos. • Mezclas heterogéneas: se les conoce como soluciones y presenta los tres estados físicos. No tiene propiedades uniformes; la composición de una zona difiere de la composición de otra zona, por ejemplo aceite en agua, un aderezo, un tiradero de residuos o una pizza. Como la mayor parte de la materia está mezclada, los científicos para analizarla separan las mezclas en sus sustancias componentes. Filtración. Técnica que usa una barrera porosa para separar un sólido de un líquido. Destilación. Se basa en las diferencias de los puntos de ebullición de las sustancias involucradas. Se calienta hasta que la sustancia más volátil se convierte en vapor y luego se puede condensar y recoger. Cristalización. Da como resultado la formación de partículas sólidas puras de la sustancia a partir de una solución que contenía dicha sustancia. Cromatografía. Separa los componentes de una mezcla aprovechando la tendencia de cada componente a desplazarse por la superficie de otro material. Decantación. En este método se deja reposar durante cierto tiempo una mezcla de componentes sólidos y líquidos, para que la acción de la gravedad los separe. Centrifugación. En ocasiones la sedimentación del sólido es muy lenta y se puede acelerar mediante la fuerza centrifuga. Se coloca la mezcla en recipientes que se hacen girar a gran velocidad y los componentes menos densos (menos pesados) se depositan en el fondo. Muy usado en genética, industria acerera y alimenticia. Evaporación. Separa un sólido de un líquido, cuando se quiere recuperar el sólido. Se calienta la mezcla, se evapora el componente líquido, y queda el sólido en el recipiente. Sublimación. Se usa para separar al yodo de otros materiales sólidos, el yodo se sublima al calentarlo, pasa de sólido a gaseoso sin pasar por el líquido, luego el gas se condensa en una superficie fría. Actividad 6 Instrucciones: realiza lo que a continuación se te indica. Clasifica el estado de agregación de la siguiente lista de objetos y menciona alguna propiedad que lo caracterice. Recuerda que algunas propiedades de la materia son: color, olor, sabor, textura, etc. Revisa el ejemplo.

OBJETO

ESTADO DE

AGREGACIÓN

PROPIEDAD

Ejemplo: Té

Líquido

Sabor dulce - amargo, varían colores.

Aire

Pluma

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Calculadora

Tanque de oxigeno

Estrella

Lámpara

Gas Metano

Gelatina

Goma

Tubo Fluorescente

Refresco

2.2. Describe las características de los diferentes tipos de energía La energía es la capacidad de los cuerpos o sistemas de cuerpos para efectuar un trabajo. Por ejemplo: cuando una persona sube unas escaleras o gasta una determinada cantidad de energía debido a que realiza un trabajo. La mezcla de hidrocarburos que forman la gasolina posee en sus enlaces una buena cantidad de energía química, que se aprovecha para realizar un trabajo al hacer que el auto se mueva. La energía potencial que tiene el agua almacenada en una presa desarrolla un trabajo cuando se deja caer sobre las turbinas para generar electricidad. Básicamente existen dos tipos de energía: la cinética y potencial. La energía cinética es la energía en movimiento y se puede calcular con la fórmula:

Ec= energía cinética en joules m= masa del objeto en Kg v= velocidad del objeto m//s El tipo de energía potencial es la que posee un objeto debido a su posición dentro de un campo de fuerzas. Por ejemplo la energía humana, la del agua, del vapor, la solar, etc.

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Se utiliza la siguiente fórmula:

Ep= mgh Ep= energía potencial, en joules m= masa del objeto en Kg g= aceleración de la gravedad 9.8 m/s2 h= altura, en m Para entender cómo se relacionan las diferentes manifestaciones o tipos de energía, la Ley de la conservación de energía propuesta por Antonio Lavoisier a finales del siglo XVII es un concepto clave, esta ley enuncia: “La energía no puede crearse o destruirse, pero si cambia de una forma a otra”. La energía potencial o energía almacenada en un cuerpo que se encuentra a una altura determinada puede convertirse en energía cinética. ¡Imagínate en cuántas formas de energía se transformará la energía que proviene del Sol! 2.2.1. Manifestaciones de la energía La energía puede manifestarse de varias maneras, a continuación se mencionan cada una de ellas: Energía mecánica. Es la que poseen los cuerpos por el hecho de moverse a una determinada velocidad (cinética) o de encontrarse desplazados de su posición (potencial). Energía térmica o calorífica. Esta energía se debe al movimiento de los átomos o moléculas que componen un cuerpo. La temperatura es la medida de esta energía. Por ejemplo: cuando hervimos agua, al aumentar la temperatura, el agua comienza a moverse porque incrementa su energía térmica y sus moléculas se desplazan a gran velocidad. Energía eléctrica. Es la que produce por ejemplo una pila o una batería de un coche. Energía electromagnética. Es la que transportan las llamadas ondas electromagnéticas, como la luz, las ondas de radio, las microondas, televisión, etc. Energía interna. Bajo esta denominación se engloban todas las formas de energía existentes en el interior de un cuerpo. Energía química. Es la energía que se desprende o absorbe de las reacciones químicas, por ejemplo, en una reacción de combustión, fotosíntesis, la energía química de los alimentos, la cual se transforma en nuestro organismo en otro tipo como calorífico. Energía nuclear. Es la que se genera en los procesos de fisión nuclear (ruptura del núcleo atómico) o de fusión nuclear (unión de dos o más núcleos atómicos).

Energía original

Aparato

Energía transformada

Eléctrica

Licuadora

Mecánica

Química

Horno de gas

Térmica o calorífica

Eléctrica

Radio

Electromagnética

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La energía y sus diversas formas de manifestarse son básicas para el bienestar humano. Ejemplo: luz, refrigeración, aire acondicionado, agua caliente, etc. El acceso a diferentes fuentes de energía es fundamental para combatir la pobreza. Hay cada vez mayor relación entre energía, economía y medioambiente. 2.2.2. Beneficios y riesgos en el consumo de energías La sociedad actual se ha llegado a acostumbrar a hacer uso de las diferentes formas de energía, con el objetivo de hacer nuestra vida más confortable y obtener mayor control sobre el entorno físico. Nuestra vida sería inimaginablemente complicada sin el uso de las distintas formas de energía. Los vehículos automotores como vimos anteriormente funcionan con energía química, producto de la combustión de los hidrocarburos. La energía eléctrica usada en casas, escuelas y centros de trabajo se obtiene de centrales termoeléctricas (en México el 79.16% proviene de centrales termoeléctricas). ¿Alguna vez pensaste que al encender un foco en tu casa contaminas el medio ambiente?, no que lo hagas directamente, sino que para hacer llegar esa energía a tu casa tuvo que darse un proceso para generarla y es donde se liberan los contaminantes al ambiente. Una casa produce dos veces más gases contaminantes que un auto. Una casa produce aproximadamente 10 mil Kg de CO2 y un auto 5,200 kg. De aquí la importancia de ahorrar energía; mientras más ahorras menos contaminarás. El uso de combustibles fósiles (petróleo, carbón y gas) son y seguirán siendo la principal fuente de energía, debido a menor costo y mayor eficiencia en la transformación. Sin embargo, el impacto ambiental por la emisión de gases y el efecto invernadero como consecuencias de su combustión pueden limitar su uso en el futuro. Ésta es la actividad humana que más contamina el ambiente. La energía nuclear puede usarse cuando se emplean isótopos radiactivos para el diagnóstico y tratamiento de diferentes enfermedades como el cáncer; también se utiliza para generar energía eléctrica, sin embargo, el estigma de su uso bélico en Hiroshima y Nagasaki en Japón en 1945, el cual produjo la muerte de miles de personas, así como también el tratamiento de desechos nucleares provocan mucha controversia respecto a su aplicación. A pesar de los múltiples aspectos benéficos debemos pensar que la sociedad ha traído y seguirá trayendo graves riesgos para el ecosistema. Energías limpias La conciencia ecológica ha dejado de ser una moda, para convertirse en una necesidad apremiante. Si no modificamos las formas de obtener energía, estaremos condenando irremediablemente nuestro presente y futuro, toda la humanidad y por lo tanto el planeta. Las energías limpias representan una alternativa prometedora para mejorar las fuentes energéticas minimizando los riesgos actuales, éstas provienen de fuentes de energía renovables. Este tipo de energías limpias consta de seis bases como son: a) Eólica b) Biomasa c) Solar d) Hidroeléctrica e) Geotérmica f) Mareomotriz (energías del mar).

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a) Energía Eólica: es la energía obtenida del viento, es decir, la energía cinética generada por efecto de las corrientes de aire y que es transformada en otras formas útiles para las actividades humanas. La energía eólica es utilizada principalmente para producir energía eléctrica mediante aerogeneradores. Ayuda a disminuir las emisiones de gases de efecto invernadero al reemplazar termoeléctricas a base de combustibles fósiles, lo que la convierte en un tipo de energía verde. En México hay una central eólica ubicada en La Venta, Oaxaca y es la zona con mayor potencial eólico en el mundo. b) Biomasa: consiste fundamentalmente en el aprovechamiento energético de los residuos naturales (forestales, agrícolas, etc.) o los derivados de la actividad humana (residuos industriales o urbanos). La biomasa podría proporcionar energías sustitutivas a los combustibles fósiles, gracias a biocombustibles líquidos (como el biodiesel o el bioetanol), gaseosos (gas metano) o sólidos (leña), pero todo depende de que no se emplee más biomasa. c) Energía solar: el Sol emite a cada instante grandes cantidades de radicación luminosa y calorífica. d) Energía hidroeléctrica: aprovecha los saltos de agua de las presas o de los pantanos para generar energía eléctrica y es una de las más limpias. e) Energía geotérmica: corresponde a la energía calorífica contenida en el interior de la Tierra, van de los 3,000 a 4,000ºC, que se transmite por conducción térmica hacia la superficie por medio de Géiseres, volcanes y fuentes termales y fumarolas, la cual es un recurso parcialmente renovable y de alta disponibilidad. Sirve para generar electricidad y produce el denominado Magma. f) Energía mareomotriz: hace uso del movimiento de las masas de agua que se producen en las subidas y bajadas de las mareas. Se estima que en el siglo XXI la mayor parte de la energía que consuma la humanidad será extraída de los océanos. Actualmente apenas está explotada; las investigaciones se centran sobre todo en las mareas y el oleaje, tanto una como otra ofrece expectativas, no en vano son fuentes permanentes con gran potencial y además 100% renovables. La energía mareomotriz se transforma en energía eléctrica, una forma energética más útil y aprovechable. Actividad 7 1.- Complementa la tabla que a continuación se presenta, con los tipos de energía que usa o manifiesta cada aparato.

Objeto

Energía que se usa o se manifiesta

Molino de viento

Asador

Termómetro

Aparato de rayos X

Pizza

Movimiento de una Bicicleta

Boiler solar

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2. Reflexiona y justifica tus respuestas con argumentos sustentados sobre la siguiente situación: Armando es estudiante de preparatoria, él puede ver televisión, escuchar música y estar en la computadora al mismo tiempo. Tiene la costumbre de dejar todo el día y la noche prendida la computadora para tener abierto el Twitter y Facebook. ¿Cómo afecta el mal uso de la electricidad en tu persona y a la sociedad? ¿Crees que la conducta de Armando es correcta? ¿Qué harías tú en el caso de Armando? 2.3. Describe las características de los cambios de la materia Desde que un organismo vivo nace hasta que muere, está sujeto a cambios continuos. La muerte no representa el fin, sino el comienzo de un nuevo ciclo, donde los componentes que integraban a un organismo, serán utilizados por otros organismos, de esta manera sigue fluyendo el ecosistema. Los cambios de un objeto u organismo se clasifican en 3 tipos: Cambio físico. Cambio químico. Cambio nuclear. 2.3.1. Cambio físico En un cambio físico la composición de la sustancia no se modifica, pero su forma o su estado de agregación sí se alteran, por ejemplo un cubo de hielo, puede cambiar su estado líquido y a su vez a estado gaseoso sin que la estructura interna del agua se altere. Algunos ejemplos de cambios físicos son: • Doblar un alambre. • Fragmentar un objeto. • Moler granos. • Disolver agua con azúcar. • Rizar las pestañas. Un cambio físico indispensable para el funcionamiento de la vida es el ciclo de agua, donde esta molécula, va cambiando de estado sin modificar la composición química de la sustancia. 2.3.2. Cambio químico Un cambio químico es cuando la estructura interna de la materia es alterada. Todas las reacciones químicas son cambios químicos, y en una reacción química las sustancias originales se parecen poco o casi nada a las sustancias finales, que son los productos. Algunos ejemplos son: • Combustión. • Oxidación de los metales. • Agriado de la leche. • Cocinar alimentos. • Digestión, etc.

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En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos.

Proceso que tiene lugar

Tipo de cambio

Explicación

Oxidación

Químico

El metal brillante se transforma en oxido café rojizo.

Cocción de un huevo

Químico

La clara y yema se convierten en sólidos y cambia la estructura interna.

Moler maíz

Físico

Sólo se corta en piezas más pequeñas, no cambia la estructura interna.

Ebullición del agua

Físico

El líquido se transforma en vapor.

2.3.3. Cambio nuclear Un cambio nuclear es aquel donde la constitución del núcleo de un átomo es modificada. Esta transformación implica una gran cantidad de energía liberada. La materia está formada por átomos y cada uno tiene un núcleo donde se encuentran los protones y neutrones y alrededor del núcleo están los electrones, sobre este tema profundizaremos en los siguientes bloques. Algunos beneficios positivos de estos cambios se encuentran en la medicina por ejemplo los rayos X, que permiten captar estructuras óseas y diagnosticar enfermedades. Las centrales nucleares son industrias las cuales son totalmente necesarias ya que son productoras de electricidad. Los reactores nucleares son dispositivos en donde se produce una reacción nuclear controlada. Se puede utilizar para la obtención de energía en las denominadas centrales nucleares, la producción de materiales fisionables, como el plutonio que es un elemento químico, para ser usados en armamento nuclear, la propulsión de buques o de satélites artificiales o la investigación. Los reactores nucleares generan residuos radiactivos. Algunos de ellos como el americio, el neptunio o el curio, elementos químicos de una alta toxicidad. Dicho interés en la creación de dichas sustancias impone un diseño específico del reactor en deterioro de la ecología del mismo. La percepción de peligro en la población proviene de que un accidente o un ataque terrorista les exponga a la radiación. Una central nuclear puede tener varios reactores. Actualmente sólo producen energía de forma comercial los reactores nucleares de fisión. La fisión nuclear consiste en la división del núcleo de un átomo pesado en otros elementos más ligeros, de forma que en esta reacción se libera gran cantidad de energía. A pesar de ser altamente productiva (energéticamente hablando), es también muy difícil de controlar. Las bombas están constituidas por los elementos uranio o plutonio, donde es afectado el núcleo de estos elementos; un gramo de estos puede producir tanta energía nuclear como la combustión de una tonelada de aceite. Los cambios nucleares tienen aplicaciones tanto para el bienestar como para la guerra y la destrucción. La energía nuclear debería ser reconocida como una herramienta para el progreso de la historia humana y no para su extinción.

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Actividad 8 Instrucciones: resuelve el siguiente ejercicio clasificando si es un cambio físico, químico o nuclear. Observa el primero, ya se encuentra contestado como ejemplo.

Proceso:

Tipo de cambio:

1.- Disolver azúcar en agua.

Cambio Físico

2.- La combustión de la gasolina.

3.- El bombeo para extraer petróleo.

4.- Una carne asada.

5.- Hervir agua.

6.- La explosión de una carga de dinamita.

7.- La leche hierve.

8.- Fragmentar una vela.

9.- Un clavo se oxida.

10.- Radiaciones contra el cáncer.

11.- Zanahorias se rayan para una ensalada.

12.- Cortar una hoja de papel.

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3. El modelo atómico y sus aplicaciones 3.1. Describe las aportaciones al modelo atómico actual Los científicos diseñan modelos o representaciones de la realidad para poder comprender mejor los fenómenos de la naturaleza, en este caso el Átomo. Desde la antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años a.C., el filósofo griego Demócrito, consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir “indivisible”. Por lo que, Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo, las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y tuvo que transcurrir cerca de 2,200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. El modelo atómico actual no es producto de la casualidad, su historia está llena de acontecimientos, experimentos y teorías, que nos han llevado a explorar el espacio exterior, nos proporciona una vida más cómoda y placentera, al igual nos permite conocer lo más íntimo del cuerpo humano. Empecemos a conocer la asombrosa historia del átomo. 3.1.1. El modelo atómico de Dalton El desarrollo de la química tomó un nuevo giro, Antonio Lavoisier demostró que en una reacción química la cantidad de materia es la misma al comienzo y al final de la reacción, enuncio la Ley de la conservación de la materia, que menciona: “La materia no se crea ni se destruye sólo se transforma” por ello es el padre de la Química Moderna. Posteriormente Joseph Louis Proust (1754‐1826), propuso la Ley de las proporciones definidas, la cual establece que “los elementos se combinan para formar compuestos y siempre lo hacen en proporciones definidas”. Una tercera ley fue postulada por el químico y físico británico John Dalton, donde señala que los elementos se pueden combinar en más de uno y que cada conjunto corresponde a un compuesto diferente, a esta ley se le conoce como Ley de las proporciones múltiples. En 1808 Dalton, publicó su obra titulada “Un nuevo sistema de filosofía Química”, donde establece su Teoría atómica a partir de las propiedades físicas del aire atmosférico. Dalton incluyó en ese trabajo la masa atómica de varios elementos y compuestos conocidos. Aunque sus masas no eran muy precisas, fue una aportación importante en la clasificación de los elementos, además que proporcionaba una simbología para representar a los elementos y las moléculas. Dalton estableció los siguientes:

Postulados de la teoría atómica: 1. Los elementos se componen de partículas extremadamente pequeñas, llamadas átomos que son indivisibles.

2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en propiedades; los átomos de elementos diferentes

tienen propiedades distintas entre sí.

3. Los átomos de un elemento no se crean ni se destruyen en una reacción química, sino que simplemente se reordenan.

4. La formación de compuestos resulta de la combinación de dos o más átomos y siempre lo hacen en proporciones fijas

de números enteros positivos.

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El primer postulado de la teoría atómica de Dalton, indica que los átomos son la base estructural de la materia. Para el modelo de Dalton un átomo es una partícula sólida y pequeña que es indivisible y que posee una masa. Del segundo postulado podemos mencionar que un elemento es la sustancia más simple, químicamente hablando y se considera que está formada por átomos de un mismo tipo El tercer postulado cabe señalar que en una reacción química se produce un arreglo y distribución de los átomos. Dos átomos originalmente juntos se separan y se unen a otros. Muy similar a lo que ocurre en un baile cuando hay intercambio de parejas. Y el cuarto postulado de Dalton, es que cuando representamos a un compuesto con ayuda de una fórmula química, lo que ésta nos indica es la proporción en la que se encuentra combinados los átomos. Dicha proporción siempre tendrá que darse en números enteros ya que los átomos son indivisibles y no hay posibilidad de tener fracciones de átomos. Esta teoría ayudó a explicar el comportamiento de la materia en diversas situaciones. También esta teoría presenta algunas imprecisiones, porque como veremos más adelante, el átomo sí se puede dividir y sí existen elementos iguales pero con masas distintas. Dalton no presentó una propuesta clara de la estructura del átomo. 3.1.2 El modelo atómico de Thompson Para finales del siglo XIX la idea de que la materia estaba formada por átomos, no era tan extraña. La comunidad científica intentaba explicar la naturaleza de unos extraños rayos que emitía un dispositivo surgido en la época. El dispositivo era conocido como tubo de Crookes o tubo de rayos catódicos. Al retirar el airee de su interior y aplicar voltaje a las placas, se podía observar que una de ellas (cátodo) emitía rayos luminosos con ciertas características, a los que se dio el nombre de rayos catódicos. Estos rayos tenían la propiedad de comportarse como un haz de luz, un haz de partículas y además ser desviados por campos magnéticos y eléctricos. Joseph John Thompson realizó una serie de experimentos con estos rayos y llegó a la conclusión de que estaba formado por partículas cargadas negativamente y los llamó corpúsculos que actualmente son llamados electrones. Para ese entonces, ya se consideraba que la materia debería ser eléctricamente neutra. Thompson supuso que las partículas negativas que constituían a los rayos catódicos formaban parte del átomo y que para garantizar que el átomo fuera eléctricamente neutro, las partículas negativas debían nadar en un mar de carga positiva. A estas partículas negativas se les dio posteriormente el nombre de electrones. Thompson había comprobado la existencia de electrones y propuso en ese entonces una explicación, que se conoce como el modelo del “pudin con pasas” del átomo, donde imaginó un átomo con cargas negativas (electrones) en este caso pasas, dispersas entre un número igual de cargas positivas (protones), eso lo hacía ser neutro. La importancia de este modelo radica en que evidencia la existencia de una partícula cargada negativamente, llamada electrón, que forma parte del átomo, convirtiéndose así en la primera partícula subatómica descubierta; de este modo se comprobó que el átomo no es indivisible como se creía. El estudio de los rayos catódicos en el tubo de Crookes dio origen a otras observaciones, como la del físico alemán E.Goldstein (1850‐1831) quien observó que además de los rayos catódicos, también se producían un conjunto de rayos que se dirigían en dirección opuesta, a los que llamó rayos canales. Goldstein propuso que como la materia tiene que ser eléctricamente neutra, los rayos canales deberían estar compuestos por partículas de carga positiva que representan la contraparte del electrón y que ahora conocemos como protones. Esta propuesta no tuvo peso en la comunidad científica de su época y no fue tomada en cuenta.

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Actividad 9 Instrucciones: identifica la respuesta correcta y contesta las siguientes preguntas acerca de las primeras contribuciones sobre la estructura del átomo. 1.‐Describe los postulados de la teoría atómica de Dalton y señala aquel o aquellos que son erróneos. 2.‐Consideras acertado el tercer postulado de la teoría de Dalton, de acuerdo a la Ley de la conservación de la materia propuesta por Lavoisier. Justifica tu respuesta. 3.‐ ¿En qué se basó Thompson para desarrollar su modelo atómico, y cuál es su principal aportación? 4.- Señala las imprecisiones que tiene la teoría atómica de Dalton: 5.- ¿Cómo imaginaba el átomo Thompson? 3.1.3. El modelo atómico de Rutherford El conocimiento del núcleo del átomo comenzó con el descubrimiento de la radiactividad en 1985, con el hallazgo de los rayos X. Poco antes de iniciar el siglo XX Wilhelm Roentgen (1845‐1923) físico alemán, se encontraba trabajando con diversas sustancias, usando el tubo de rayos catódicos, cuando descubrió una nueva clase de rayos. Cubrió el tubo con cartón y obscureció el laboratorio para observar mejor la nueva clase de rayos; después observó que el cartón empezó a irradiar una luz muy intensa, accidentalmente interpuso su mano en el tubo sobre el cartón y pudo ver su mano reflejada en el cartón. Roentgen, no tenía idea de la naturaleza de los rayos que acababa de descubrir y los llamo rayos X, los cuales tienen la capacidad de traspasar el papel, la madera y la carne provocando la impresión de placas fotográficas. La radiactividad es un fenómeno físico natural, por el cual algunos cuerpos o elementos químicos llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas fotográficas, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, etc. Los avances con el estudio de la radiactividad continuaron con Ernest Rutherford (1871‐1937) quien estudio emisiones radiactivas y logró clasificarlas en alfa, beta y gamma. Rutherford y sus colaboradores Geiger y Mardsen, realizaron un experimento que consistió en bombardear con partículas alfa una finísima laminilla de oro con el fin de explorar en el interior del átomo. Para esto colocaron una laminilla de oro y una pantalla de sulfuro de zinc, con la finalidad de recoger los impactos de las partículas alfa. Las partículas alfa atravesaron la laminilla de oro, pero algunas se desviaron en la trayectoria. Esto hizo suponer a Rutherford que las partículas desviadas habían chocado con algo muy denso y que ocupa un espacio muy pequeño a comparación con todo el tamaño del átomo. Esta parte pequeña fue llamada Núcleo. A partir de estos resultados Rutherford postuló lo siguiente:

Casi toda la masa del átomo está concentrada en el núcleo y éste es muy pequeño, lo que señala que el átomo es en gran parte espacio vacío.

Alrededor del núcleo se encuentran cargas eléctricas negativas con una masa muy pequeña, pero que ocupan

casi todo el volumen del átomo.

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El modelo de Rutherford propone la existencia de dos cargas: los protones ubicados en el núcleo del átomo y que concentran toda la masa; y los electrones ubicados alrededor del núcleo ocupando el mayor volumen del átomo. 3.1.4. Modelo atómico de James Chadwick En 1932 el físico inglés James Chadwick sugirió que la radiación estaba formada de partículas. Para determinar su tamaño, bombardeó átomos de Boro con ellas y a partir del incremento en masa del nuevo núcleo, calculó que la partícula añadida al Boro tenía una masa más o menos igual al protón. Sin embargo, la partícula en sí no podía detectarse en una cámara de niebla de Wilson. Chadwick decidió que la explicación debía ser que la partícula no poseía carga eléctrica (una partícula sin carga no produce ionización y, por lo tanto, no condensa gotitas de agua). Por ello, Chadwick llegó a la conclusión de que había emergido una partícula del todo nueva, una partícula que tenía aproximadamente la misma masa del protón, pero sin carga, o en otras palabras, era eléctricamente neutra. La posibilidad de una partícula así ya había sido sugerida y se propuso un nombre: Neutrón. Chadwick aceptó esa denominación. Los neutrones se encuentran en el núcleo junto con los protones. Hasta ahora hemos estudiado las tres partículas elementales que forman el átomo y a partir de aquí podemos definir las propiedades que las caracterizan. 3.1.5. Número atómico, número de masa y masa atómica El número atómico es el número de protones que tiene un átomo en el núcleo y se simboliza con una letra Z. El átomo es eléctricamente neutro, el número de protones es igual al número de electrones. Para cada elemento su número atómico es único y determina la identidad del elemento. Por ejemplo: Un átomo tiene 8 protones, nos estaríamos refiriendo al Oxígeno, pero si tiene 7 protones estamos hablando del Nitrógeno.

Z=Número atómico= Número de protones

• Todos los átomos de Hidrógeno tienen 1 protón: el número atómico del Hidrógeno es 1. • Todos los átomos de Sodio tienen 11 protones; el número atómico es 11. • Todos los átomos de Aluminio tienen 13 protones; el número atómico es 13. Número de masa o número másico Los protones y los neutrones tienen prácticamente la misma masa: 1.0007276 uma y 1.0088665 uma, respectivamente. Esto equivale a decir, por ejemplo, que una persona pesa 100.6 Kg y otra pesa 100.7 Kg, la diferencia es muy pequeña, que resulta insignificante. Consideraremos la masa del protón y la del neutrón como de 1 uma.

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uma (unidad de masa atómica) es una medida que se creó con fines prácticos para medir la masa del átomo. Los electrones constituyen una fracción extremadamente pequeña de la masa de un átomo. Serían necesarios 1,837 electrones para tener una masa total equivalente a la masa de un sólo protón. La masa del electrón es prácticamente de cero, de modo que la masa del átomo es fundamentalmente la de sus protones y neutrones. Partículas subatómicas

Partícula

Símbolo Carga eléctrica Masa relativa Masa (g) Ubicación

Electrón e-

1- 1/1837 9.10953x10-28

En el espacio que rodea al núcleo

Protón

p+

1+ 1 1.67265x10-24

En el núcleo

Neutrón

n 0 1 1.67495x10-24

En el núcleo

La suma de protones y neutrones de un átomo recibe el nombre de número de masa.

Número de masa= Número de protones + Número de neutrones

La representación de los átomos puede tomar la siguiente forma, por ejemplo: Puesto que el número de protones y electrones es el mismo número en un átomo y está representando por la Z, el único que llega a variar es el número de neutrones, el cual se puede obtener restando el número atómico menos el número másico. Tomando el ejemplo anterior tendríamos:

75

Uma

AS

33

PROTONES 33 1 33

NEUTRONES 42 1 42

ELECTRONES 33 0 0

75 uma

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Masa atómica La masa atómica de un elemento es la masa promedio de los átomos de un elemento, en relación con la masa del átomo de Carbono‐12 tomada como 12 uma exactamente. La masa exacta de un átomo no es un número entero, como sucede en el número de masa. Por ejemplo la masa exacta del As con 42 neutrones es de 74.9216 uma, ligeramente interior a su número de masa. En realidad los isótopos que los veremos en la próxima sesión, son los responsables de que la masa de los elementos químicos en la tabla periódica no sea un número entero, ya que la masa que se presenta en la tabla es una resultante de promediar las masas de los diferentes isótopos existentes de un mismo elemento. Actividad 10 1.-Define los siguientes conceptos. a) Número atómico b) Número de masa c) Masa atómica 2.-Resuelve los siguientes ejercicios relacionando las partículas subatómicas, número de masa y número atómico. Revisa el siguiente ejemplo.

Átomo

No. de

Protones

No. de

electrones

No. de

neutrones

No. atómico

Número de

masa

31 P

15

15

16

15

31

15

60 Po

27

197 Au

79

64 Cu

29

3.1.6. Isótopos y sus aplicaciones Hay casos especiales en el que existen elementos con el mismo número atómico pero diferente número de masa, a estos elementos se les llama Isótopos La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos. Un ejemplo de isótopo es el Hidrógeno, que es el elemento más abundante en el Universo con un 75% aproximadamente. El Hidrógeno posee tres isótopos naturales que se denotan como: • Protio (Hidrógeno ordinario),

1H

• Deuterio, 2H

• Tritio, 3H

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Después del descubrimiento de la radiactividad, se encontró que existían elementos con propiedades químicas idénticas, pero, propiedades radiactivas diferentes, por lo que fueron llamados radioisótopos. Las aplicaciones de los isótopos radiactivos son múltiples y abarcan distintos campos en la industria, medicina e investigación. • Industria En este ámbito se realizan sustancias radiactivas que son introducidas en un determinado proceso. Después se detecta la trayectoria de la sustancia gracias a su actividad radiactiva. También se han elaborado instrumentos radioisotópicos que permiten realizar mediciones sin contacto físico directo. Es posible obtener imágenes de la estructura interna de algunas piezas utilizando radiografías basadas en rayos gamma. Y así comprobar la calidad de piezas metálicas fundidas, piezas cerámicas, análisis de humedad en material de construcción, etc. • Medicina Es común la utilización de elementos radiactivos no encapsulados, normalmente en estado líquido, como trazadores para el estudio del corazón, hígado, glándula tiroides, etc. En estas actividades se generan materiales de desecho contaminados con los elementos radiactivos empleados como son las jeringuillas, agujas, viales contenedores de líquidos radiactivos, guantes, papel, tejidos y material médico diverso. Por medio de técnicas nucleares se puede combatir ciertos tipos de cáncer en la terapia médica, el radioisótopo Yodo‐131 es usado en exámenes médicos y en el tratamiento del cáncer de la glándula tiroides. • Investigación En el ámbito de la Biología, la introducción de compuestos radiactivos marcados, ha permitido observar actividades biológicas hasta en los más mínimos detalles, dando impulso a los trabajos de carácter genético. En los centros de investigación nuclear (laboratorios, universidades, reactores de enseñanza e investigación) se producen a su vez residuos radiactivos de naturaleza física y química muy variable, que requieren también una gestión segura y eficaz. Un radioisótopo importante es el carbono‐14 que se emplea en la datación de fósiles. 3.1.7. Modelo atómico actual y los números cuánticos (n, l, m, s)

Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg. Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo de Hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de Hidrógeno se recurre a métodos aproximados. El modelo atómico actual llamado "modelo orbital" o "cuántico-ondulatorio" se basa en: La dualidad onda-partícula de luz: Louis de Broglie (1924) postula que el electrón y toda partícula material en movimiento tienen un comportamiento ondulatorio. El principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) establece: "Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón". El acto de observar al electrón produce una incertidumbre significativa en la posición y el movimiento del electrón. La naturaleza ondulatoria del electrón permite que éste sea descrito por una ecuación de ondas. Schrödinger (1926) formuló una ecuación (ecuación de ondas de Schrödinger) que permite obtener valores que corresponden a regiones

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de alta e probabilidad de encontrar electrones en una región tridimensional alrededor del núcleo llamada orbital atómica, donde es probable ubicarlos. Comparando el movimiento de los orbitales con las aspas de un ventilador prendido, no podremos ver la forma de las aspas por la velocidad ni donde se encuentran, al igual los electrones en las órbitas no podemos asegurar exactamente la posición donde están, solamente observarías las nubes que se forman alrededor del núcleo. Aunque con el modelo de la mecánica cuántica del átomo queda claro que no se puede saber dónde se encuentra un electrón, si define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. De la época de Dalton a la de Schrödinger nuestro modelo del átomo ha sufrido muchas modificaciones y la investigación sigue en marcha. Números cuánticos Los números cuánticos nos indican la posición y la energía del electrón. Cada electrón dentro de un átomo puede ser identificado por cuatro números cuánticos que son: Número cuántico principal “n” Número cuántico secundario o azimutal ““l” Número cuántico magnético “m” Número cuántico de “s”

Número cuántico principal n: Indica los niveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el tamaño de las órbitas. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Puede tomar valores enteros de: n = 1, 2, 3…

Número cuántico secundario o azimutal l: Determina el achatamiento de la órbita, entre más achatada sea, más aplanado será el elipse que recorre el electrón. Puede tomar valores de: l = 0, 1, 2, 3,… (n‐1)

Número cuántico magnético m: Indica la orientación espacial de las órbitas de las elipses. Su valor depende del número de elipses existentes y varía desde ‐1 hasta l, pasando por el valor de 0, m =2l+1. Las órbitas pueden tener 5 orientaciones en el espacio.

Número cuántico de giro s: Cada electrón en un orbital, gira sobre sí mismo. El giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento o en sentido contrario como las manecillas del reloj, el número cuántico es spin s, que puede tener dos valores ½ y ‐1/2.

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Actividad 11 Instrucciones: identifica las respuestas correctas a las siguientes preguntas. 1.‐ Describe con tus palabras el principio de incertidumbre de Heisenberg: 2.‐ Completa la tabla con la información de los números cuánticos:

NUMERO CUÁNTICO

NOMBRE DEL NUMERO CUÁNTICO

QUE DESCRIBE REPRESENTA SU FORMA

N

Numero cuántico principal

El tamaño de las orbitas

L

M

S

3.1.8. Subniveles de energía y orbitales Gracias a la mecánica cuántica y la ecuación del científico Schrödinger no ha permitido comprender más la estructura electrónica de los átomos. De acuerdo a la mecánica cuántica, cada nivel de energía del átomo tiene uno o más subniveles. El primer nivel de energía tiene un sólo subnivel; el segundo tiene dos subniveles; el tercer nivel tiene tres subniveles y así sucesivamente, en otras palabras el nivel de energía “n” tiene “n” subniveles. Cada subnivel tiene uno o más orbitales, que es una región en el espacio del átomo en forma tridimensional específica. Los orbitales se designan mediante letras minúsculas y son: “s”, “p”, “d” y ““f”.

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•Orbital “s”. La forma de este orbital es esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. El orbital s tiene un máximo de 2e

‐. Estos orbitales se

designan como 1s, 2s, 3s. •Orbital “p Tienen la forma de dos lóbulos ubicados en lados opuestos al núcleo y con un nodo. Hay 3 tipos de orbitales “p” (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. Los 3 orbitales p pueden alojar 6e

‐ como máximo.

•Orbital “d”. Presentan la forma de lóbulos pero con una distribución más compleja. Existen 5 tipos de orbitales d. Un conjunto de cinco orbitales, tiene 5 pares de electrones en un total máximo de 10 e

‐.

•Orbital “f”. Es la forma más compleja. Tiene un aspecto multilobular y presenta un conjunto de siete orbitales, capaz de contener siete pares de electrones, en total hasta un máximo de 14 e

‐.

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Tabla que resume la información fundamental acerca de los nivele de energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones. 3.1.9. Reglas para elaborar configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales La forma en que están distribuidos los electrones en un átomo entre los diferentes orbitales se denomina, configuración electrónica. Con la configuración electrónica se pretende predecir la distribución de los electrones en un átomo simple o con muchos electrones y para esto tenemos que considerar tres reglas o principios: • Principio de exclusión de Pauli. Menciona que cada orbital puede tener como máximo dos electrones, pero si los electrones tienen espines opuestos. • Principio de Aufbau. El cual indica que si un átomo es polielectrónico, los distintos electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, es decir, primero ocupan los de menor energía y así sucesivamente. Dicho orden es el siguiente.

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Regla de Hund. Establece los electrones cuyo giro es igual. Deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía, antes de que electrones que tengan giros opuestos puedan ocupar los mismos orbitales. Se representan con un par de flechas en sentidos opuestos, en un diagrama de orbitales, que a continuación se presenta. Para construir una configuración electrónica hay que seguir los siguientes sencillos pasos: 1. Conocer el número de electrones que hay que acomodar. Para cada elemento tenemos asociado un número atómico que representa al número de protones. Como el átomo es neutro, el número de protones deberá ser igual al número de electrones. De esta forma, si sabemos el número atómico del elemento podemos conocer el número de electrones que hay que acomodar. 2. Aplicar el principio de Aufbau Esto significa seguir el orden de llenado, establecido por el principio de exclusión de Pauli. 3. Tomar en cuenta la regla de Hund. De acuerdo con las reglas anteriores, las configuraciones electrónicas se pueden representar conociendo el número atómico y distribuyendo los electrones, vamos a ilustrar la configuración electrónica del átomo más simple: el Hidrógeno, que tiene número atómico de 1 y por lo tanto tiene 1 electrón. 1

H El orden de llenado de los subniveles de energía de los átomos va en orden creciente y la configuración electrónica se leería de la siguiente manera:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

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Las configuraciones electrónicas y los diagramas de orbitales permiten especificar la distribución de los electrones en los subniveles de los átomos y así nos permiten saber la posición de los elementos en la tabla periódica.

Actividad 12 Instrucciones: con base en tus conocimientos adquiridos en la sesión identifica y contesta lo que se te pide. 1.‐ Explica el principio de exclusión de Pauli: 2.‐ ¿Cuál es el número máximo de electrones que se pueden acomodar en cada uno de los siguientes subniveles de energía?

a) 2s _______ b) 5f _______ c) 4f ______ d) 4p _______ e) 3d ______ f) 7s ______ 3.‐ Arregla los siguientes subniveles en orden creciente de energía: 3p, 3d, 4s, 3s, 2p, 4p 4.‐ Debes consultar la tabla periódica y la sesión previa para encontrar el número atómico que representa la cantidad de protones y electrones, y escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos.

Elemento

Número atómico

Configuración electrónica

Magnesio

12

1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2

Cloro

Arsénico

Kriptón

Plata

Plomo

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4. Antecedentes históricos de la clasificación de los elementos El ser humano se caracteriza por la constante exploración de un orden en la naturaleza y clasificar todo aquello que se considera de importancia. Los seres vivos tenemos un sistema de clasificación los Cinco Reinos y actualmente los Tres Dominios. A principios de siglo XIX se conocían unos 55 elementos con propiedades que parecían diferentes y sin un orden. Varios químicos intentaron organizarlos de manera sistemática y fue así como empezaron a surgir las primeras clasificaciones de los elementos. En la tabla periódica que prevalece en nuestros días aparecen los elementos en una agrupación ordenada según sus características químicas y físicas. Johann Döbereiner (1780‐1849) Triadas de Döbereiner Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780‐1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio). A estos grupos de tres elementos se les denominó Triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos. Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último. Triadas Döbereiner En su clasificación de las triadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127 si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas.

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John Newlands (1838‐1898) Ley de las octavas de Newlands En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal Collage of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que a ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esa época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos. Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de Ley de las octavas. Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que la menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocida por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración. Lothar Meyer (1830‐1895) Realizó una de las mejores clasificaciones, donde pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico en relación con sus masas atómicas. Meyer logra clasificar 56 elementos. Dimitri Mendeleiev (1834‐1907) Presenta su primera versión de la Tabla periódica en 1869 que contenía 63 elementos y similar a la tabla periódica moderna. Señaló que las propiedades físicas y químicas de los elementos varían periódicamente al aumentar la masa atómica. Esto se conoce como la Ley periódica. Por lo tanto los elementos de la tabla de Mendeleiev estaban ordenados por masa atómica. Otro criterio de Mendeleiev fue que tomó en cuenta una propiedad llamada valencia, que es la capacidad que tienen los átomos para formar compuestos. La tabla periódica de Mendeleiev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radiactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por masa atómica creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes.

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Henry Moseley (1887‐1913) En 1913, hizo experimentos con algunos metales en el tubo de rayos catódicos y al ordenar los datos observó las longitudes de onda de los rayos emitidos por un elemento dado, así pudo determinar el número atómico. Moseley estableció el concepto de número atómico, el cual relacionaba el número de cargas positivas del núcleo del átomo que coincide con el número de electrones en los niveles de energía. También ordenó los elementos de la tabla periódica de Mendeleiev, y demuestra que las propiedades de los elementos están en función periódica de sus números atómicos. Aunque se reconoce a Mendeleiev como el descubridor de la tabla periódica, Meyer había ideado de forma individual su tabla periódica, pero su trabajo no se publicó hasta 1870, un año después de Mendeleiev, quien ya había logrado predecir las propiedades químicas de elementos por descubrir. Como puedes observar, los científicos intentaron buscar un orden y clasificar a los elementos de acuerdo a sus características físicas, químicas y número atómico; tú también puedes clasificar los objetos dependiendo del tipo de material del cual están hechos, color, brillo, masa, etc. Actividad 13 Instrucciones: 1.- completa de forma individual el siguiente cuadro de antecedentes de la tabla periódica.

Año

Científico

Döbereiner

Newlands

Meyer

Mendeleiev

Moseley

Orden

utilizado

Su mayor

aportación

2.- ¿Qué información se puede obtener de la tabla periódica? ¿Cuál es la utilidad de conocer esta información?

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4.1. Nociones de grupo, periodo y bloque, aplicadas a los elementos químicos en la tabla periódica actual La tabla periódica ha experimentado muchos cambios para incluir elementos nuevos, valores más exactos y diferentes formas de rotular los grupos de elementos. En la actualidad, los elementos están organizados en la tabla periódica en orden de: • Número atómico, número de la masa atómica creciente. • Periodos • Grupos o Familias. Bloque “f”. Son elementos que se encuentran en la parte inferior de la tabla periódica, se llaman elementos de transición interna y muchos de ellos son obtenidos de manera artificial. Veamos algunos ejemplos para identificar a los elementos de acuerdo al grupo, periodo y bloque, en que se encuentran, de acuerdo con la tabla periódica. Revisa también los siguientes elementos (en la tabla se encierra cada uno de ellos):

Cloro:

Grupo: VIIA Periodo: 3 Bloque: p

CI se encuentra en los elementos

representativos.

Calcio:

Grupo: IIA Periodo: 4 Bloque: s

Ca está dentro de los elementos

representativos.

Oro:

Grupo: IB Periodo: 6 Bloque: d

Au se encuentra en los elementos de

transición.

Actividad 14 Instrucciones: contesta lo que se te pide utilizando la tabla periódica, para un mejor desempeño. 1. Los metales alcalinos están en la misma familia en la tabla periódica, ¿cuál es su número de grupo y cuántos electrones de valencia tiene cada uno? 2.‐ Los halógenos están en la misma familia en la tabla periódica, ¿cuál es su número de grupo y cuántos electrones de valencia tiene cada uno?

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3.‐ Escribe la configuración electrónica para el elemento que se localiza en: a) Grupo III A y periodo 4 b) Grupo VII A y periodo 3 4.‐ Indica el número de grupo y el número de electrones de valencia de los siguientes elementos. Ejemplo: carbono grupo IV, 4 e

‐ de valencia.

Magnesio Flúor Potasio Nitrógeno 4.2. Propiedades periódicas (electronegatividad, energía de ionización, afinidad electrónica, radio y volumen atómico) y su variación en la tabla periódica Actualmente muchas empresas, negocios y casas utilizan purificadores de aire, debido a que la atmósfera presenta un alto grado de contaminación, así como iones negativos y positivos. Te preguntarás ¿qué son los iones negativos y positivos?, pues los verás a detalle más adelante en el avance de la sesión. El aire tiene una carga excesiva de iones positivos con efectos perturbadores que afectan la salud y el estado anímico de las personas. Los iones positivos provocan un aumento en la producción de serotonina que es una hormona que segregamos en el cerebro y causa hiperactividad y por consecuencia agotamiento, ansiedad y depresión. Y por el contrario los iones negativos son producto de la naturaleza, lo cual, tiene un efecto “positivo” para la salud, ya que adquieren importantes propiedades terapéuticas. Por ejemplo, es recomendable pasear cerca de montañas o donde existan plantas, ríos o lagunas, así como aspirar brisa marina, esto produce bienestar inmediato en cualquier ser vivo. Los iones negativos despejan la mente, levantan el ánimo y producen una sensación de alivio y bienestar, tienen efectos tranquilizadores y una reducción de serotonina. Esta sensación de acuerdo a investigaciones científicas, es la que se producirá cuando un aparato purificador limpie el aire de nuestro espacio, ya sea casa u oficina. Las propiedades periódicas son características de los elementos químicos, varían en forma similar a lo largo de los periodos o los grupos, y las tendencias observadas se repiten periodo tras periodo o grupos tras grupos. Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos: • Tamaño atómico: Los electrones carga negativa son atraídos hacia el núcleo del átomo donde se encuentran los

protones carga positiva. Los electrones se repelen entre sí, por que poseen cargas negativas iguales.

• Radio atómico: distribución de los electrones en los orbitales del átomo.

• Energía de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.

• Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.

• Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

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La configuración electrónica de valencia explica por qué los grupos de la tabla periódica definen a familias con propiedades similares. Debido a que los electrones de valencia determinan el comportamiento químico de un elemento, y los grupos tienen configuraciones electrónicas de valencia parecidas, entonces los elementos dentro de un mismo grupo presentarán un comportamiento químico similar. A continuación veremos algunas propiedades que presentan un comportamiento periódico. Tamaño atómico Los electrones poseen carga negativa, por tal motivo, son atraídos hacia el núcleo del átomo donde se encuentran los protones con carga positiva. Además, los electrones también repelen entre sí debido a que todos poseen cargas negativas iguales. Al aumentar el número atómico, aumenta también la cantidad de protones en el núcleo y con ello la carga nuclear, pues, conforme crece esta carga nuclear, los electrones son atraídos hacia el núcleo con mayor fuerza. Sin embargo, entre más lejano esté un electrón del núcleo, menos será la atracción que experimentará debido a éste. Se debe considerar que de acuerdo a la configuración electrónica de un átomo, existen electrones en varios niveles de energía, por lo que aquellos electrones con capas más internas repelerán a aquellos que se encuentran en las capas más externas haciendo que la atracción que sientan por parte del núcleo sea menor. A este efecto de protección que ejercen los electrones de las capas internas se le conoce como efecto pantalla. El efecto pantalla permite que la atracción nuclear sobre los electrones de las capas más externas sea menor al que se esperaría de no haber repulsión entre electrones. Por tal motivo, se define a la carga nuclear efectiva como la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de las capas externas, considerando el efecto de pantalla que ejercen los electrones de las capas internas. La carga nuclear real es la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones externos sin considerar el efecto pantalla. De acuerdo a lo anterior, observamos que al recorrer la tabla periódica de arriba hacia abajo a lo largo de un grupo, se incrementa el nivel de energía principal (número cuántico n) y con ello aumenta la distancia entre los electrones y el núcleo; por lo que el tamaño del átomo debe aumentar. Si recorremos la tabla periódica a lo largo de un periodo de izquierda a derecha, el nivel de energía principal no cambia, sin embargo, aumenta la cantidad de protones en el núcleo, por tanto, la atracción hacia los electrones también aumenta haciendo que el tamaño del átomo disminuya. Radio atómico No es tan fácil de medir, tomando en cuenta el radio de un átomo aislado, puesto que su nube de electrones, se extiende en el espacio y varía según los factores ambientales. Cuando los átomos se unen formando moléculas como Cl2, es posible medir la distancia entre dos núcleos, por lo tanto el radio atómico es la distancia entre los centros de los átomos. En la tabla periódica el radio aumenta hacia abajo en un grupo y disminuye a lo largo de un periodo. Energía de ionización Es la energía necesaria para arrancar electrones a un átomo. Y cuando un átomo pierde un electrón se dice que se ioniza y se convierte en un ion positivo o Catión. Y cuando gana un electrón se convierte en ion negativo o Anión. Existen distintas energías de ionización, depende de la especie que se trate. La primera energía de ionización es la energía necesaria para separar el primer electrón de un átomo neutro. La segunda energía de ionización, es la energía necesaria para separar el segundo electrón de un átomo y así sucesivamente hasta “n” electrones que tenga el átomo.

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Entre mayor sea el valor de la energía de ionización, más difícil será separar a este electrón. Los átomos con valores bajos de energía de ionización, pueden perder electrones para formar iones cargados positivamente (cationes) con facilidad. La energía de ionización en un periodo aumenta al hacerlo el número atómico, y en un grupo disminuye conforme aumenta el número atómico debido a que aumenta la distancia entre los electrones y el núcleo; por lo que los electrones al estar más alejados del núcleo son fácilmente separables. Por ejemplo el Cl tiene menor energía de ionización que el F. Afinidad electrónica Es la energía que se absorbe o se libera cuando un átomo acepta un electrón y se convierte en un anión o ion negativo. Es energía tiene valores positivos, cuando la energía es absorbida, y tiene valores negativos cuando es liberada. Para elementos de un mismo periodo la afinidad electrónica depende de la carga nuclear. La afinidad electrónica aumenta en un periodo, conforme aumenta el número atómico. Por ejemplo el

35Br tiene mayor afinidad

que el 19

K. Electronegatividad Es la capacidad que tienen los átomos para atraer electrones cuando forman un enlace covalente en una molécula, posteriormente veremos los tipos de enlaces. La electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y por lo tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. Louis Pauling ideó una escala numérica de electronegatividad, donde el más electronegativo es el flúor, seguido del oxígeno. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica. En un periodo de elementos, la electronegatividad aumenta con el número atómico y dentro de un grupo la electronegatividad disminuye a medida que el número atómico aumenta. Los no metales tienen electronegatividades más altas, es decir, más capacidad de atraer electrones. Por ejemplo: El elemento Flúor es más electronegativo que el Carbono (C), el flúor (F), tiene una tendencia mayor a traer electrones. Así como el oxigeno (O) es mas electronegativo que el boro (B) y el litio (Li)

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Actividad 15 Instrucciones: atendiendo a las propiedades periódicas de los elementos y con ayuda de la tabla contesta las siguientes preguntas. 1. ¿Qué elemento tiene mayor Radio Atómico? ¿C o Fe? 2. ¿Qué elemento presenta mayor energía de Ionización? ¿N o K? 3 ¿Qué elemento presenta menor electronegatividad? ¿Se o Zn? 4 ¿Qué elemento presenta menor Afinidad Electrónica? ¿Cr o W? 5. ¿Cuál elemento de cada par puede predecirse que tenga mayor radio atómico? a) Ca y Mg b) Na y Al c) Li y Fr d) As y Se 4.3. Caracteriza la unidad e importancia de los metales y no metales para la vida socioeconómica del país. Los elementos químicos también se clasifican en clases como los metales, no metales y metaloides o semimetales, a partir de sus propiedades físicas y químicas. A continuación te presentamos las características de cada clase. Metales • Todos son sólidos excepto el Hg. • Son buenos conductores de calor y electricidad. Ejemplo: la Ag, Au, Hg, Cu y Al. •Tienen superficies brillantes. • Son maleables, que se pueden martillar o laminar. Ejemplo: Fe, Au, Sn, Pb. • Son dúctiles, muchos se pueden estirar para formar alambres. Ejemplo: Al, Cu, Fe. • No tienden a combinarse químicamente unos con otros, pero si reaccionan con los no metales para formar compuestos, ejemplo NaCl. No metales • Pueden ser sólidos, líquidos o gases. • Son malos conductores de calor y electricidad. Ejemplo: S, Se, I • Tienen superficies opacas, como el carbón, azufre y fósforo. • Son frágiles y se desmoronan al golpearlos, S, C, P. • No dúctiles. • No tienen dureza, excepto el diamante. • Se combinan unos con otros para formar compuestos como CO2, SO2, metano CH4. El flúor es el no metal mas reactivo. Metaloides • Se encuentran en la parte intermedia de la tabla periódica. • Tienen propiedades intermedias, son semiconductores eléctricos. • El silicio es el metaloide más abundante y el cuarto elemento más abundante en la tierra, forma parte del suelo, la arcilla, ágata, amatista y la arena en combinación con otros elementos.

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4.3.1. Importancia de los minerales en México Los minerales son sólidos naturales de origen inorgánico. Existe una gran variedad de minerales que se acumulan en yacimientos en el subsuelo, al aire libre o a grandes profundidades en el mar. Los minerales se clasifican en: • Metálicos • No metálicos • Mineraloides Los mineraloides se diferencian de los metálicos porque presentan una forma cristalina definida, como la calcita y el cuarzo. Dentro de los metálicos podemos enunciar los metales preciosos como el oro y la plata; los metales no ferrosos como el cobre, zinc y plomo; los metales siderúrgicos como el hierro y sus aleaciones. En los no metálicos podemos citar al carbón, ámbar y petróleo. Los minerales tienen gran importancia por sus múltiples aplicaciones en los diversos campos de la actividad humana. La industria moderna depende directa o indirectamente de los minerales; se usan para fabricar múltiples productos, desde herramientas y ordenadores hasta edificios rascacielos. En el territorio nacional se encuentran yacimientos de minerales que son extraídos para ser sometidos a procesos industriales empleando maquinaria, combustibles que generan energía y equipos. Es un proceso con la finalidad de

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obtener todos los elementos que se conocen en la naturaleza, contribuyendo al desarrollo tecnológico, económico y social de la nación. Uno de los elementos más importantes de la industria metalúrgica es el hierro, pues es la base de la fabricación de maquinaria, vías férreas, puentes, barcos y otros productos. México es un país escaso en este mineral, sus reservas ahora conocidas son 1,100 millones de toneladas, representando un 0.5% de las reservas mundiales. Uno de los estados con mayor producción de hierro es Coahuila. El desarrollo de mayores recursos minerales ha contribuido a la industria de la construcción con nuevos materiales como yeso, arcilla, cemento, adhesivos, concretos, ladrillos y material aislante, entre otros. Por otro lado, existe un grupo de minerales como el zinc, plomo, cobre, aluminio y níquel que participan activamente en la industria eléctrica, en la construcción de buques, aviones y maquinaria. Cabe destacar, que en la agricultura se desarrollan fertilizantes de origen mineral como potásicos y la fosforita que también se emplea en la elaboración de detergentes, explosivos y cerámica. Una gran cantidad de industrias se basan en la producción de sustancias minerales. México se ubica entre los primeros diez lugares de la producción de minerales no metálicos a nivel mundial, donde uno de los representantes en producción es el azufre. Los minerales no metálicos son empleados para producir medicinas, impermeabilizantes, jabones, reactivos, pinturas, hules y cosméticos, entre muchos otros. El petróleo y gas natural La mayor parte de la energía empleada actualmente en el mundo proviene de los combustibles fósiles. Se utilizan en transporte, para generar electricidad, para calentar ambientes, para cocinar, etc. Estos son compuestos a base de carbono e hidrógeno, que son dos no metales. El petróleo y el gas natural son los recursos de mayor significación dentro de la industria minera en México y constituyen también un factor decisivo en el crecimiento de la economía nacional debido a su significativo aporte de divisas, a su cuantiosa contribución fiscal, a la generación de empleos y a la demanda de insumos industriales. Desde su nacionalización, sucedida en el año 1938, el Estado mexicano controla la producción y la comercialización del petróleo y del gas natural a través de la empresa Petróleos Mexicanos (PEMEX), la empresa más grande del país. PEMEX cuenta con un total de 133.040 empleados, de los cuales 109.739 pertenecen a la plantilla fija y el resto es personal temporal. En el año pasado, tuvo un gasto programable superior a los 62.000 millones de pesos y unos ingresos brutos de más de 240.000 millones. Los descubrimientos de yacimientos a finales de los años setenta situaron a México entre los cinco primeros países exportadores de petróleo en el mundo. Actualmente, las principales zonas de explotación se localizan en el sur del país, en una región comprendida entre los estados de Tabasco y Chiapas, y en la plataforma marina de Campeche, que junto con la zona costera del Golfo, Tamaulipas y Veracruz, constituyen la gran zona petrolera de México.

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Actividad 16 Instrucciones: responde lo que a continuación se indica. 1. Completa el siguiente cuadro comparativo de: Metales, No metales y Metaloides.

Metales

No metales

Metaloides

Características

Ejemplos de elementos

2. Clasifica los siguientes elementos de acuerdo a sus propiedades y su posición en la tabla periódica en metales, no metales y metaloides

As

Ga

O

P

Bi

Fe

Pb

Te

Ge

Zn

N

I

3.- Señala 10 artículos que utilices generalmente hechos a base de metales.

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5. Define el concepto de enlace químico ¿De qué manera se forma un compuesto? Se necesitan de enlaces químicos que son los que mantienen unidos a los átomos de un compuesto aquí intervienen los electrones del último nivel energético. Los tipos de enlaces presentes en un compuesto se deben en gran medida a las propiedades físicas y químicas de la sustancia. Por ejemplo la sal se disuelve en agua mucho mejor que en el aceite debido a las diferencias de los enlaces. 5.1. Enuncia la regla del octeto Los electrones de valencia, los del nivel de energía más externo, tienen gran importancia porque son los que participan en las reacciones químicas. La regla del octeto establece que cuando los elementos se combinan pueden ganar, perder o compartir electrones hasta obtener un total de ocho electrones en su nivel o capa mas externa de energía también conocida como capa de valencia, lo anterior, para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano el cual se caracteriza por tener una estabilidad notable a excepción del He que sólo presenta dos electrones de valencia. Esta regla se aplica a casi todos los elementos representativos, excepto el hidrogeno, litio, berilio, y boro a razón de que no completan los 8e

‐.

Veamos un ejemplo de la regla del octeto: 10

Ne= 1s2, 2s

2, 2p

6

El átomo de Neón tiene 8 electrones de valencia en su capa más externa, por lo tanto se encuentra en el grupo VIIIA. 5.2. Estructura de Lewis El químico estadounidense Gilbert Lewis (1875‐1946) es conocido por haber empleado unas representaciones simbólicas de los elementos que muestran los electrones de valencia como puntos, estas representaciones se conocen como Símbolos de Lewis de puntos. Como ya hemos visto, cada grupo de los elementos en la tabla periódica te indica la cantidad de electrones de valencia, en el caso del magnesio, se encuentra en el grupo IIA y por lo tanto tiene 2 electrones. A continuación, se presenta un ejemplo de cada grupo con su símbolo de Lewis. Para escribir la estructura de Lewis es importante escribir correctamente la configuración electrónica. Revisemos algunos ejemplos. La configuración electrónica y los símbolos de Lewis para los siguientes elementos son: 1. -

12Mg= 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2

Mg o Mg

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50

2. - 13

Al= 1s2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

1

La capa de valencia tiene 3 electrones y la estructura de Lewis quedaría de la siguiente manera:

Al o Al En el caso de los elementos del grupo B la representación es la misma, por ejemplo, el escandio se encuentra en el grupo IIIB, es decir; se le dibujarán 3 puntos. Es indispensable familiarizarse con los niveles o capas de energía, los electrones de valencia y los símbolos de Lewis para el estudio de lo que vendrá más adelante en relación con los enlaces químicos de los átomos y la formación de compuestos. Un enlace químico es una unión, como bien dice la frase “la unión hace la fuerza”, y estos mantienen una estabilidad entre los compuestos, los enlaces se rompen para formar otros compuestos y ocurren reacciones químicas. La vida se trata de “reacciones químicas” como el grupo de acróbatas, que están unidos unos con otros para hacer formas diferentes con una distribución distinta. Actividad 17 Instrucciones: realiza en forma individual los siguientes ejercicios, apoyándote en la lectura del texto anterior y en la tabla periódica.

Elemento Numero Atómico

Configuración Electrónica Electrones de valencia

Estructura de Lewis

Be

S

Kr

Rb

O

Cd

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6. Describe la formación del enlace iónico y las propiedades que presentan los compuestos de este tipo de enlace Cuando los átomos interaccionan con otro átomo diferente en las reacciones químicas, dependiendo de sus características distintivas, pueden ganar, perder o compartir sus electrones. Cuando un átomo pierde o gana electrones se convierte en un ión. Los iones tienen importancia para las reacciones básicas de la vida. Hay dos tipos de iones: Iones positivos o cationes: es cuando un átomo pierde electrones del último nivel de energía (electrones de valencia) y adquieren carga positiva. Los metales suelen perder electrones y convertirse en cationes. Veamos un ejemplo: Un átomo de sodio pierdes único electrón de valencia y se convierte en un ión de sodio con carga positiva. Iones negativos o aniones: cuando un átomo gana electrones (1, 2,3) y su carga se vuelve negativa. En este comportamiento participan los no metales, que suelen ganar los electrones que perdieron los metales. Veamos un ejemplo: Un átomo de cloro en el grupo 7A con 7 electrones de valencia, gana un electrón. El ión cloro resulta con carga negativa de ‐1.

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6.1. ¿Qué es la electronegatividad? Como vimos anteriormente, la electronegatividad es la que nos ayuda a medir la tendencia de atraer electrones cuando el átomo de un elemento está químicamente combinado con otro átomo. En un periodo, la electronegatividad aumenta con el número atómico y dentro de un grupo disminuye. Los metales tienen electronegatividades bajas y los no metales altas. Con la diferencia de electronegatividad se estudiarán los 3 tipos de enlaces: • Iónico • Covalente no polar • Covalente polar Revisa en la siguiente figura cómo se distribuyen los electrones en los 3 tipos de enlaces que se están analizando. Conforme aumenta la diferencia de electronegatividad, los electrones compartidos se atraen fuertemente hacia el átomo más electronegativo.

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6.2. ¿Cómo se forma un enlace iónico? El enlace se puede imaginar como un “estira y afloja” entre dos átomos por compartir electrones. El enlace iónico es la transferencia completa de electrones, donde el catión (metal) le cede los electrones por completo al anión (no metal). Comentamos que los metales poseen baja electronegatividad y no retienen a sus electrones de la última capa de valencia por lo que los ceden a los no metales. Así los átomos metálicos se convierten en un ión positivo y el átomo no metálico en un ión negativo al ganar electrones. Cargas opuestas, hay atracción electrostática. Veamos las propiedades de los elementos que forman la sal de mesa: a) Sodio: es un metal sólido, plateado y blando que se puede cortar con un cuchillo. b) Cloro: un no metal reactivo, es un gas amarillo verdoso de olor irritante. Cuando se coloca un trozo tibio de sodio metálico en un matraz que contiene cloro gaseoso, se produce una reacción química y se forma un sólido blanco estable, se trata del cloruro de sodio que se emplea como sal de mesa.

+ =

Revisemos el sodio y el cloro para formar la sal de mesa. El sodio le transfiere el electrón de la capa más externa al cloro, de esta manera se forma el cloruro de sodio con dos elementos de propiedades distintas. El cloruro de sodio es un compuesto iónico Una pizca de sal contiene billones de iones positivos y negativos, estas uniones se organizan en una formación ordenada llamada esferas (B) y el modelo de puntos (A), para formar cristales. El sodio tiene una electronegatividad de 0.9 de acuerdo a Pauling y el cloro un valor de 3.0; la diferencia de electronegatividad se calcula:

dE= 3.0‐0.9 = 2.1 La electronegatividad es mayor a 1.8, lo que conlleva a un enlace iónico.

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Veamos otro ejemplo de enlace iónico: La electronegatividad del litio es 1.0 y el flúor de 4.0, la diferencia de electronegatividad es 3.0, por lo tanto es enlace iónico. 6.3. Propiedades de los compuestos iónicos • Sólidos y forman cristales. • Tienen un alto punto de fusión y ebullición. • No forman moléculas verdaderas, sino conglomerados gigantes de iones. • Disueltos en solución son capaces de conducir la electricidad. Un sustancia que se disuelve en agua para formar una solución que conduce electricidad recibe el nombre de electrolito. Actividad 18 Instrucciones: resuelve los ejercicios apoyándote con los conocimientos adquiridos en la sesión. 1.‐ Resuelve la siguiente tabla para la formación de iones positivos e iones negativos.

Elemento

Número de

grupo

Número de

Electrones de valencia

Electrones ganados

Electrones perdidos

Ión formado

Magnesio

IIA

Mg

2+

Calcio

IIA

Ca

2+

Azufre

VIA

S

2-

Bromo

VIIA

Br

-

2.- ¿Qué característica deben tener los átomos para formar un enlace iónico?

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7. Describe el concepto de enlace covalente Los enlaces covalentes pueden explicar la forma de cómo se unen los átomos en las moléculas de diferentes sustancias. Resulta difícil hacer una descripción detallada de todas las sustancias con enlaces covalentes, pues aunque los tengan, son muy diferentes entre los átomos. Pueden ser polares, no polares, enlaces sencillos, dobles o triples. Algunas moléculas de importancia que se forman por medio de enlaces covalentes son: la molécula del agua (H2O), el oxígeno (O2), el dióxido de carbono (CO2), la glucosa (C6H12O6), los hidrocarburos como el metano (CH4), los diamantes, la clorofila en las plantas, la albúmina en la sangre, entre otras.

¡Imagina qué sería de tu vida si estas moléculas no se pudieran enlazar! Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí a los átomos no metálicos (elementos situados a la derecha en la tabla periódica: C, O, F, Cl), y estos se forman cuando dos o más átomos comparten pares de electrones. El agua, el azúcar y los compuestos derivados del carbono presentan enlace covalente. Podemos distinguir 2 tipos de enlace covalente: • Enlace covalente no polar • Enlace covalente polar Enlace covalente no polar Este tipo de enlace se forma cuando dos átomos del mismo elemento se unen y comparten pares de electrones y por lo tanto su electronegatividad es cero. Todos los elementos biatómicos (H2, O2, F2, Cl2, I2, N2, Br2) presentan este tipo de enlace, así como el CO (monóxido de carbono).

Revisemos una molécula de Cl2 Cada átomo de cloro tiene 7 electrones de valencia, compartirá un electrón cada cloro para mantener el nivel ocupado y alcanzar un octeto de electrones y convertirse en una molécula estable como los gases nobles.

Dos átomos de hidrógeno, cada uno con su electrón, comparten un par para formar una molécula de hidrógeno, que es más estable que los átomos de hidrógeno individuales.

También existen moléculas con dos pares de electrones compartidos; se habla de un enlace doble: O = O (O 2)

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Enlace covalente Polar Los electrones se comparten de manera desigual entre átomos no metálicos para completar una capa de ocho electrones. Aquí existe una diferencia de a electronegatividad notable de manera que, un átomo tiene tendencia a atraer más electrones. La diferencia de electronegatividad debe ser menor a 1.7 y se indica con la letra griega delta δ.

Revisemos el enlace covalente polar con la molécula de agua. Con símbolos de Lewis quedaría de la siguiente ente manera, donde los hidrógenos comparten el único electrón con el oxígeno:

Otro ejemplo es el HCI La electronegatividad del HCI es de 0.9, en la escala de Pauling lo que nos representa un enlace covalente polar. El átomo de hidrógeno con un electrón, se lo comparte al átomo de cloro para completar un octeto de electrones y este átomo es más electronegativo. Un enlace polar es cuando se comparten electrones de manera desigual y como consecuencia genera un dipolo como el HCI. La polaridad de un enlace covalente se puede conocer a partir de la diferencia de electronegatividad entre los 2 átomos. A mayor electronegatividad el enlace se vuelve más polar. 7.1. Estructuras de Lewis y electronegatividad Pasos para escribir la fórmula de Lewis de puntos en un compuesto. Paso 1. Escribe primeramente el símbolo del átomo central de la estructura (si intervienen tres o más átomos) y distribuye los demás átomos alrededor del átomo central. Paso 2. Escribe el número de electrones de valencia, representando con puntos, cada átomo de la molécula o ión. Paso 3. Une cada átomo al átomo central. Distribuye los electrones restantes alrededor de todos los átomos para completar un octeto de electrones en cada átomo (excepto el hidrógeno y el helio que sólo pueden tener 2 electrones). Paso 4. Si el número total de electrones disponibles es menor que el número necesario para completar un octeto, desplaza los pares de electrones no compartidos para formar dobles y triples enlaces. Veamos un ejemplo del CCI4

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Paso 1 Paso 2 Paso 3 Estructuras de Lewis para el NH3 y CH4

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8. Explica las propiedades de los compuestos covalentes • Se forman moléculas de estos enlaces. • Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. • Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. • No conducen la electricidad. • Pueden disolverse en sustancias polares o no polares

9. Describe las teorías que explican el enlace metálico (teoría del mar de electrones) Los metales representan el grupo más numeroso de elementos de la tabla periódica, todos los elementos del grupo IA y IIA, al igual que los metales de transición. El enlace entre los átomos metálicos tiene características muy diferentes a los enlaces iónicos y covalentes. La unión de los átomos en los cristales metálicos sólidos forman un enlace metálico. El modelo de mar de electrones, señala que un sólido metálico puede visualizarse como una matriz tridimensional de iones positivos que permanecen inmóviles en una red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se desplazan libremente por todo el cristal como en un “mar de electrones". Debido a esta libertad se les llama electrones deslocalizados. El movimiento, similar al de un líquido de estos electrones de valencia a través de la red cristalina, hace de los metales buenos conductores de calor. 10. Reconoce las características que ese derivan del enlace metálico Los metales derivados de la naturaleza presentan las siguientes características: • Tienen brillo o lustre metálico. • Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) por ser líquido. • Dúctiles o que forman alambres. • Maleables, pueden hacerse láminas • Reaccionan con el oxígeno y forman óxidos. • Forman cationes (iones positivos). • Conducen calor y electricidad.

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Actividad 19 Instrucciones: completa la siguiente tabla, determinando para cada sustancia la diferencia de electronegatividad entre sus átomos y predice con base a ello el tipo de enlace (consulta la tabla de electronegatividades).

Compuesto

Electronegatividad

de cada átomo

Diferencia de

electronegatividad

Tipo de enlace

F2 F: 4.0 F: 4.0

0.0 Covalente no polar

H2S

CCl4

NaF

O2

1.‐ Menciona las propiedades que identifican a los metales. 2.‐ Explica por qué los metales son: maleables, dúctiles, conductores de calor y electricidad.

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11. Refiere la información de las fuerzas intermoleculares Las fuerzas que unen a las moléculas entre sí reciben el nombre genérico de fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Las propiedades físicas de las sustancias formadas por moléculas dependen de éstas. La magnitud de las fuerzas intermoleculares depende del número de electrones, del tamaño de la molécula y la forma de la misma. Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares: 11.1. Fuerzas de atracción dipolo‐dipolo También son llamadas fuerzas de Keeson, se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. En un líquido las moléculas están muy cercanas y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de atracción, y hacer que el líquido pueda entrar en ebullición Molécula como el etanol, presente en el alcohol, experimentan estas atracciones. 11.2. Fuerzas de atracción dipolo‐dipolo inducido También llamadas fuerza de Debye se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, generalmente no polar, creando un dipolo instantáneo (dipolo inducido) surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas. 11.3. Fuerzas de dispersión o fuerzas de London Este tipo de interacciones moleculares se debe al movimiento de los electrones alrededor de un átomo. Cuando este movimiento se da, existe la posibilidad de que en un instante haya más electrones en un lado del núcleo que de otro y durante ese breve momento haya un dipolo debido al desequilibrio de la carga. De esta forma, el extremo positivo del dipolo instantáneo atraerá los electrones de un átomo vecino, induciendo así otro dipolo instantáneo. Estos dipolos se atraen el uno al otro ante de es desaparecer. La atracción entre dipolos instantáneos pueden llega a ser fuertes, sin embargo, su breve duración mitiga su efecto y la atracción es generalmente pequeña. Estas fuerzas dan lugar al estado sólido y líquido de las moléculas que son no polares debido a su simetría en la estructura como el CO2 o CH4 12. Identifica las características de los compuestos con puente de hidrógeno como el agua y las moléculas de importancia biológica 12.1. Puente de hidrógeno Entre los enlaces polares, un caso particularmente importante es el que está formado por un átomo de hidrógeno y un átomo que tenga más electronegatividad como el del flúor, nitrógeno y oxígeno. El agua está compuesta por moléculas polares capaces de formar puentes de hidrógeno. En esta molécula los electrones que interviene en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las me moléculas de agua se comporten como imán en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal manera que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido excepcional y un solvente universal.

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¿Por qué flota el hielo? Cuando la temperatura baja, los puente de hidrógeno provocan que la molécula de agua se ordenen de tal manera que quedan espacios entre ellas y el volumen aumenta; es una de la pocas sustancias que al congelarse aumentan de volumen. Esto es así porque la densidad del hielo es menor que la del agua. Como consecuencia de este fenómeno, el hielo flota en el agua. Esta es una propiedad curiosa que sólo tiene el vital líquido y también fundamental para la vida porque si el hielo de un lago no flotase, este se hundiría; luego aparecería más hielo que volvería a hundirse hasta congelar todo el lago y las especies marinas morirían. Sin embargo, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la forma líquida, algunos de esos enlaces se rompen y por eso el agua líquida es más compacta que el hielo, es decir, más densa (pesada). 12.2. Otros elementos que presentan puentes de hidrógeno Un ejemplo importante del puente de hidrógeno se encuentra en la doble hélice del ADN. El ADN es una macromolécula que forma parte de todas las células. Contiene la información genética usada en el desarrollo y funcionamiento de los organismos vivos conocidos y de algunos virus, siendo el responsable de su transmisión hereditaria. El ADN tiene una serie de cadenas de fosfatos unidas a moléculas de azúcar. Sus bases nitrogenadas (adenina, guanina, citosina y timina) interaccionan mediante puentes de hidrógeno de la otra hélice. Actividad 20 Instrucciones: contesta las siguientes preguntas.

1.‐ Explica cuándo se presentan los enlaces intermoleculares conocidos como puentes de hidrógeno: 2.‐ Indica de qué características dependen las fuerzas intermoleculares: 3.‐ Selecciona un par de compuestos, el cual presente un enlace de hidrógeno más fuerte, fundamenta tu respuesta: HCI y HF 4.‐ ¿A qué se debe que la doble hélice de ADN se mantenga unida mediante puentes de hidrógeno? 5.‐ Describe la diferencia entre puentes de hidrógeno y enlace covalente de las moléculas del agua. 6.‐ ¿Qué entiendes por fuerzas de dispersión?

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13. Valora la utilidad y manejo del lenguaje químico Debido a que existe una gran cantidad de sustancias químicas, tanto orgánicas (compuestos que tienen carbono) como inorgánicas, cada una con su nombre y fórmula química, resulta indispensable contar con un sistema de nombres que nos faciliten designar a las sustancias para que todos hablemos el mismo idioma Unos de los primeros esfuerzos por nombrar a los compuestos fue Jacob Berzelius, quien propuso un nuevo sistema que consiste en simbolizar a los elementos con una o dos letras, en la cual la letra inicial es mayúscula, seguida de una minúscula, por ejemplo “Fe” o (Ferrrum), “Na” (Natrium). Fue hasta 1921 que se fundó la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, cuyas siglas en ingles son IUPAC, cuya finalidad es regular y establecer reglas para la formulación de los compuestos y la escritura de sus nombres. Los compuestos, son sustancias que contienen dos o más elementos, combinados químicamente en proporciones fijas. Al igual que el elemento se representa por medio de un símbolo, así también, el compuesto se representa a través de una fórmula. Una fórmula química es una combinación de símbolos que nos indican la composición de un compuesto mediante subíndices, y en algunos casos los paréntesis, nos indican el número de átomos de cada elemento. Es necesario saber el grupo al que pertenece el elemento químico o el número de valencia del elemento y el número de oxidación antes de empezar a darles nombres. El número de oxidación o también conocido como estado de oxidación, es la carga de un ion simple o la carga aparente que se le asigna a un átomo de un compuesto de un ion poliatómico. Veamos algunos ejemplos: Para asignar el número de oxidación de un elemento se siguen las siguientes reglas:

a) A todo elemento unido consigo mismo se le asigna un número de oxidación es de cero. Ejemplos K, Fe2, O2. b) La suma de todos los números de oxidación de un compuesto es igual a cero. c) El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos que es ‐1. d) El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es de ‐2, excepto en los peróxidos que es de ‐1. e) En los iones es igual a la carga del ion.

13.1. Nomenclatura La nomenclatura es una parte del lenguaje de química, es dar nombre sistemático a los compuestos, en este caso los compuestos inorgánicos, ya que el universo está el constituido por elementos y compuestos que son necesarios identificar y nombrar de manera que todos podamos entenderlos, sobre todo los científicos. Una clasificación simple para nombrar a los compuestos químicos es la siguiente:

Compuestos binarios: son aquellas sustancias compuestas de sólo dos elementos en su fórmula. Ejemplo: CuH2 Son dos elementos, el cobre y el hidrógeno unidos.

Compuestos ternarios: son sustancias que se componen de 3 o más elementos. Ejemplo: AlOH Están unidos el aluminio, oxígeno e hidrógeno.

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13.2. Nomenclatura tradicional Este sistema asignó los primeros nombres a los compuestos, la cual se vale de los prefijos y sufijos hipo‐oso, ‐oso, ‐ico y per‐ico, según la valencia con la que actúen los elementos. El criterio para aplicar el número de oxidación para los metales y anhídridos es: Así, por ejemplo, la fórmula podemos nombrarla respectivamente: FeO Óxido ferroso Fe2O3 Óxido férrico Cl2O Anhídrido hipocloroso Cl2O3 Anhídrido Cloroso 13.3. Nomenclatura Stock La nomenclatura propuesta por Stock en 1959 publicada por la IUPAC, es más fácil e inclusive de memorizar. Aquí se utiliza el número de oxidación o la valencia del metal en número romano y en paréntesis. Anteponiendo a este número se escribe el nombre genérico y el específico del compuesto de esta forma: nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia. Por ejemplo: Fe2

+3S3

‐2. Sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III del hierro en el subíndice o atomicidad del azufre].

Pb+4

I4-1. Yoduro de Plomo (IV) (se ve la valencia VI de plomo en el subíndice del azufre).

Actividad 21 Instrucciones: contesta lo que a continuación se te pide. Patricia se dirigió a la farmacia a comprar un producto que resolviera su problema de indigestión y acidez estomacal. En la farmacia encontró varios productos, al momento que los observaba se percató que la composición de cada uno variaba ya que uno de productos decía estar formado con Mg(OH)2 y otro con Al(OH)3. Comparando los composición química de las etiquetas Patricia se preguntaba, ¿cuál de ellos sería más eficaz para resolver su problema?, ¿qué efectos podría provocar cada uno de ellos en su organismo 1.‐ ¿Te ha ocurrido algo similar a este caso? Menciónalo: 2.‐ ¿Consideras que es importante conocer las propiedades de los compuestos químicos? 3.‐ Escribe una breve reflexión sobre la importancia del lenguaje de la química.

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13.4. Nomenclatura sistemática El objetivo de la formulación y nomenclatura química es que a partir del nombre de un compuesto sepamos cuál es su fórmula, y a partir de la fórmula sepamos cuál es su nombre. Antiguamente esto no era tan fácil, pero gracias a las normas de la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) la formulación resulta más sencilla. Las fórmulas nos ayudan a identificar sustancias, saber sus proporciones, de que están hechas, cómo deberían reaccionar. Esta nomenclatura también es conocida como racional y se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican el número de átomos de cada uno de los elementos presentes en la molécula. La forma de nombrar los compuestos es con prefijo‐nombre del segundo elemento + prefijo‐nombre del primer elemento. Por ejemplo:

CrBr3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono Antes de entrar a la nomenclatura se presenta una lista de cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos) con sus respectivos números de oxidación que se utilizarán posteriormente para la formulación.

PRINCIPALES ANIONES Valencia fija

-1

-2

-3

F‐1

Fluoruro

O‐2

Óxido

PO4‐3

Fosfato

Cr‐1

Cloruro

S‐2

Sulfuro

PO3‐3

Fosfito

Br‐1

Bromuro

SO4‐2

Sulfato

I‐1

Yoduro

SO3‐2

Sulfito

OH‐1

Hidróxido

CO3‐2

Carbonato

NO3‐1

Nitrato

CrO 4

‐2

Cromato

NO2‐1

Nitrito

CrO7

‐2

Dicromato

MnO4‐1

Permanganato

ClO4‐1

Hipoclorito

ClO2‐1

Clorito

ClO3‐1

Clorato

ClO4‐1

Perclorato

PRINCIPALES CATIONES Valencia fija

+1

+2

+3

H+1

Ácido

Be+2

Berilio

Al+3

Aluminio

Na+1

Sodio

Mg+2

Magnesio

K+1

Potasio

Ca+2

Calcio

Rb+1

Rubidio

Sr+2

Estroncio

Ag +1

Plata

Ba+2

Bario

Cs+1

Cesio

Zn+2

Zinc

NH4+1

Amonio

Cd+2

Cadmio

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14.1 Aprende la escritura de fórmulas químicas Como vimos anteriormente, una fórmula química señala una combinación de símbolos que nos indican la composición de un compuesto y mediante subíndices, y en algunos casos paréntesis, el número de átomos de cada elemento. Es importante estar verificando la carga del ion presente en las tablas, para dar el nombre y fórmula adecuada al compuesto. Lo más importante no es que te aprendas el nombre, sino que aprendas a construir o fórmulas. A continuación se presentan las reglas para la construcción de fórmulas: Para construir una fórmula debes tomar en cuenta el principio en el que los compuestos deben ser eléctricamente neutros, es decir, la carga eléctrica positiva total es igual a la carga eléctrica negativa total. Además debes aplicar las siguientes reglas: 1.‐Se escribe primero el símbolo del metal o catión (+) que forma parte del compuesto y luego el elemento no metálico o anión (‐) (Ver tabla No. 1 y tabla No. 2) Las letras de la izquierda te indican el símbolo del metal o catión (+) y los números de oxidación. Las letras de la derecha te indican el símbolo del NO metal o anión (‐) y los números de oxidación. 2.‐Si las valencias no son iguales, será necesario utilizar subíndices con números arábigos para igualar las capacidades de combinación de los elementos (el total de las carga positivas debe ser igual al total de las cargas negativas). Par ello se usa la valencia de uno de los elementos del compuesto, como el subíndice del otro y se escribe en la base inferior derecha del símbolo del elemento. El número uno no se escribe. Ejemplos: 3.‐ Si las valencias son iguales, no se utilizan subíndices: Ejemplos:

Valencia variable Cu+1

Cobre (I) Ni+2 Níquel (II) Pb +2 Plomo (II)

Cu+2

Cobre (II)

Ni+3 Níquel (III)

Pb +4

Plomo (IV)

Hg+1

Mercurio (I)

Fe+2

Hierro (II)

Hg+2

Mercurio (II)

Fe+3

Hierro (III)

Co+2

Cobalto (II)

Co+3

Cobalto (III)

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4.‐ Si al escribir los subíndices, estos resultan múltiplos entre sí, se deben de simplificar: Ejemplos: ¿Has visto fórmulas como éstas: AlPO4, Na2SO4, Ba (ClO4)2? Los metales van unidos a iones poliatómicos, ejemplo AlPO4, el aluminio es el metal unido a un ion poliatómico que es el PO4 a este ion se le llama fosfato. Un ion poliatómico se define como un grupo estable de átomos que tiene carga positiva o negativa y que se comporta (al combinarse) como si fuera un sólo elemento. A continuación encontrarás una tabla con los principales iones poliatómicos.

Para construir fórmulas con iones poliatómicos se siguen las reglas ya mencionadas. Analiza los siguientes ejemplos: • Cuando se combina el potasio con el ion permanganato:

K+1

+ MnO4‐1

Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro, se requiere que se combine un átomo de potasio con un ion poliatómico permanganato por lo que la fórmula correcta del compuesto es:

KMnO4

• Cuando se combina el magnesio con el ion hipoclorito:

Mg+2

+ ClO‐1

Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro, se requiere que se combine un átomo de magnesio con dos iones poliatómicos hipocloritos por lo que la combinación correcta para formar al compuesto debe ser:

Mg+2

ClO‐1

La fórmula correcta que representa a este compuesto por lo tanto debe ser:

PRINCIPALES IONES POLIATÓMICOS

+1 y ‐1

‐2

‐3

NH4+1

Amonio

CrO4‐2

Cromato

PO4‐3

Fosfato

OH‐1

Hidróxido

CrO7‐2

Dicromato

PO3‐3 Fosfito

NO3‐1

Nitrato

SO4‐2

Sulfato

NO2‐1

Nitrito

SO3‐2

Sulfito

MnO4‐1

Permanganato

CO3‐2

Carbonato

ClO‐1

Hipoclorito

ClO2‐1

Clorito

ClO3‐1

Clorato

H3O+1

Hidronio

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Mg (ClO)2 La fórmula del trisulfuro de tetrafósforo es P4S3, la cual nos indica que presenta 4átomos de fosforo por 3 de azufre. Actividad 22 Instrucciones: contesta lo que se te pide. 1.‐ ¿Qué representa una fórmula química? 2.‐ ¿Qué representan los subíndices de una fórmula química?, indica un ejemplo: 3.‐ Conociendo la carga de los iones y aplicando las reglas, escribe las fórmulas del compuesto que se forma en cada uno de los siguientes pares: a) Hg

2+ y Br

‐

b) Fe

3+ y Cl

-

c) As

3+ y S

2‐

d) Ba

2+ y PO4

3-

14.1. Compuestos binarios En esta sesión, se empleará la nomenclatura Stock y sistemática aceptada por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), y se hará referencia en ciertos casos al nombre común y más familiar de algunos compuestos. Los compuestos binarios son aqueos ellos que están formados por dos elementos diferentes. Por ejemplo el N2O4(tetra óxido de dinitrógeno) componente combustible que usan los motores en un cohete. Los compuestos binarios se clasifican dependiendo de su composición en: Óxidos Metálicos Óxidos no Metálicos o Anhídridos Compuestos Binarios Hidruros Hidrácidos Sales Antes de empezar con la nomenclatura es necesario que uses las tablas con números de oxidación, para darles nombres a los compuestos. Empecemos con los Óxidos. Los óxidos son compuestos que se forman por la combinación del oxígeno y otro y elemento. Si el oxígeno se une a un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos o anhídridos si el oxígeno se une a un no metal, este tipo de óxidos se encuentran en la atmósfera y forman gases.

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El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre y no se combina con los gases nobles Como su átomo tiene 6 electrones de valencia puede ganar 2 electrones para adquirir la configuración electrónica estable; al ganarlos se convierte así en el ion ÓXIDO (O

-2).

ÓXIDOS METÁLICOS Los metales más activos como son los alcalinos y alcalinotérreos, se pueden combinar directamente al oxígeno para formar óxidos.

METAL + OXÍGENO ÓXIDO METÁLICO Ejemplos: Na2 + O Na2O K2 + O K2O Nomenclatura de Óxidos metálicos: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra óxido, seguida del nombre del metal correspondiente, puede llevar o no, número romano que representa el número de oxidación del metal. OXIDO METALICO: Oxido de nombre del metal ( numero de oxidación en números romanos) Ejemplos: Fórmula Nombre

Na2O Óxido de sodio Fe2O3 Óxido de Hierro (III) Cu2O Óxido de cobre (I) El óxido de plata o moho de la plata es el compuesto que se forma cuando los objetos de plata se oxidan y se cubren con una capa obscura que los hace perder su brillo. En este caso la fórmula de la unión de este metal con un oxígeno es Ag2O.

ÓXIDOS NO METÁLICOS O ANHÍDRIDOS Son cuando el oxígeno se combina directamente con un NO metal

NO METAL + OXÍGENO ÓXIDO NO METÁLICO Ejemplos:

S + O3 SO3 N2 + O2 NO C + O2 CO2 El SO3 es un contaminante secundario que se forma cuando el SO2 refracciona con el oxígeno en la atmósfera. Posteriormente este gas reacciona con el agua formando ácido sulfúrico con lo que contribuye de forma muy importante a la lluvia ácida y produce daños importantes Nomenclatura de Óxidos No Metálicos: Para dar nombre a estos óxidos, se utilizan primeramente los prefijo griegos: estos prefijos se utilizan para indicar el número respectivo de átomos en el compuesto correspondiente. Ejemplos:

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Fórmula Nombre CO Monóxido de carbono CO2 Bióxido de carbono Cl2O7 Heptaoxido de dicloro

HIDRUROS Resultan de la combinación de un metal y un hidrógeno. En los hidruros, el hidrógeno tiene el número de oxidación de ‐1.

METAL + HIDRÓGENO HIDRURO Ejemplos: Na

+1 + H

‐ NaH

K+1

+ H‐1

KH Al

+3 + H

‐1 AlH3

Nomenclatura de Hidruros: Se antepone la palabra hidruro, seguida del nombre del metal correspondiente, cuando la valencia es variable se pone en números romanos, verificar tabla. Ejemplos: Fórmula Nombre NaH Hidruro de sodio CaH2 Hidruro de calcio (II) CuH2 Hidruro de cobre (II)

HIDRACIDOS Se obtienen de la reacción del hidrógeno con algún halógeno (F, Cl, Br, I) o bien con el azufre (S). Un ácido se define como una sustancia que produce iones hidrógeno (H

+) cuando se encuentra disuelto en agua, es decir, cuando está en

forma de solución acuosa. El hidrógeno en este caso siempre tiene el número de oxidación +1.

HIDRÓGENO + HALÓGENO o AZUFRE HIDRÁCIDO Ejemplos: H

+1 + Cl

‐1 HCl

H +1

+ F‐1

HF H

+1 + Br

‐1 HBr

Nomenclatura de Hidrácidos: Para nombrar a los hidrácidos o ácidos binarios primero se indica que se trata de un ácido, posteriormente se toma la raíz del nombre del NO metal y se le agrega la terminación hídrico. HIDRACIDOS: Acido raíz del nombre del no metal - Hídrico Ejemplos: H2S Acido sulfhídrico HI Acido Yodhídrico HCI Ácido clorhídrico

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SALES Las sales se dividen en sales binarias y sales ternarias u oxísales (sales que poseen oxígeno). Las sales son muy abundantes en la naturaleza. La mayor parte de las rocas y minerales del manto terrestre son sales de un tipo u otro. También se encuentran gigantescas cantidades de sales en los océanos. Sal haloidea es el compuesto químico inorgánico binario que es formado por la combinación de un metal como catión y un no metal como anión.

METAL + NO METAL SAL HALOIDEA Ejemplos: Rb

+ + I

‐ RbI

Al+3

+ Br- AlBr3

F+3

+ S-2

Fe2S3 Nomenclatura de sales haloideas: Primero se nombra el NO metal, se le agrega la terminación “uro” después la ” preposición “de” y finalmente el nombre del metal que forma la sal. Ejemplos: BeS Sulfuro de berilio Mg3N2 Nitruro de magnesio CaCI2 Cloruro de calcio Generalmente las sales son cristalinas y tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Las sales son siempre compuestos iónicos que se disocian al encontrarse en solución acuosa, aumentando la conductividad eléctrica del solvente. Actividad 23 Instrucciones: a) identifica los compuestos de la sal haloidea, hidruro, hidrácido, óxido metálico y óxido no metálico. Utiliza una tabla periódica.

Compuesto

Clasificación del compuesto

SbH4

Sc2O3

Cu2S

MnO2

HF

NaBr

HK

CuCl2

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b) Completa el siguiente cuadro:

Formula Nombre del compuesto Clasificación Características/Aplicaciones

NaCl

Cloruro de Sodio

Sal Haloidea

Es rresponsable de la ' del océano y del fluido extracelular de muchos organismos. También es el mayor componente de la sal comestible, es comúnmente usada como condimento y conservante de alimentos

KCl

NaF

Bromuro de Plata

GaAs

Hidruro de Nitrógeno

HCl

H2S

http://es.wikipedia.org/wiki/Salinidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Oc%C3%A9ano

http://es.wikipedia.org/wiki/Fluido_extracelular

http://es.wikipedia.org/wiki/Condimento

http://es.wikipedia.org/wiki/Conservante

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CaO

CO2

Monóxido de Carbono

14.2. Compuestos ternarios o superiores Se llaman compuestos ternarios a aquellos que están formados por tres elementos diferentes. Este conjunto de compuestos, igual que los binarios, incluye sustancias que pertenecen a funciones diferentes. Las más importantes son: Hidróxidos. Compuestos Ternaros Oxiácidos. Oxisales

HIDROXIDOS Desde el punto de vista de su fórmula química, los hidróxidos pueden considerarse formados por un metal y el grupo monovalente OH (radical hidroxilo). Por lo tanto, la formulación de los hidróxidos sigue la misma pauta que la de los compuestos binarios.

METAL + OH HIDROXIDO EJEMPLO: Escribir la fórmula del hidróxido de aluminio.

1. se escribe el símbolo de Al y el grupo OH encerrado entre paréntesis: Al(OH) 2. se intercambian las valencias: Al1(OH)3 3. se suprime el subíndice 1: Al(OH)3

La fórmula general de los hidróxidos es: M (OH)n, donde "n" indica el número de grupos OH unidos al metal. Nomenclatura hidróxidos Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal, indicando con número romano la valencia del metal, cuando es del caso Ejemplos:

http://www.monografias.com/trabajos7/mafu/mafu.shtml

http://www.monografias.com/trabajos13/tramat/tramat.shtml#ALUMIN

http://www.monografias.com/trabajos11/grupo/grupo.shtml

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KOH hidróxido de potasio Al (OH)3 hidróxido de aluminio Fe (OH)2 hidróxido de fierro (II) Fe (OH)3 hidróxido de fierro (III)

OXIÁCIDOS. Los oxiácidos está constituidos por H, un no-metal y O. Para escribir las fórmulas de los oxiácidos, los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden: 1º el símbolo de los átomos de hidrógeno. 2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxiácido. 3º el símbolo del oxígeno. Cada uno con su subíndice respectivo:

HnXOm

La mayoría de los oxiácidos se pueden obtener por la reacción de un anhídrido con agua. Por esto, para nombrar a los oxiácidos, se cambia la palabra "anhídrido" por la de "ácido”.

HIDROGENO + RADICAL OXIACIDO Nomenclatura de oxiacidos Se utiliza la palabra “ácido” seguida del nombre del radical combinado con hidrógeno. Ejemplos: OXISALES

OXISAL El procedimiento para establecer la fórmula de una sal ternaria, es análogo al utilizado para las sales binaria, la diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos elementos para combinarse con el metal.

METAL + RADICAL OXISAL En la nomenclatura de las oxisales se utiliza el nombre del radical combinado con metal seguido del nombre del metal, indicando con número romano la valencia del metal, cuando es del caso. Ejemplos: Fe2 (SO4)3 sulfato de fierro (III) NaNO3 nitrato de sodio Cu (NO2)2 nitrito de cobre (II) Ni (IO)3 hipoyodito de níquel (III) HgCrO4 cromato de mercurio (I) K2Cr2O7 dicromato de potasio

http://www.monografias.com/trabajos36/signos-simbolos/signos-simbolos.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml

http://quimicazzz.blogspot.com/2012/01/53-nomenclatura-de-radicales-combinados.html

http://www.monografias.com/trabajos13/mapro/mapro.shtml

http://quimicazzz.blogspot.com/2012/01/52-nomenclatura-de-radicales-combinados.html

http://www.monografias.com/trabajos53/impacto-ambiental-mercurio/impacto-ambiental-mercurio.shtml

http://4.bp.blogspot.com/-2CfMyIhS30s/TzhRdYtkcPI/AAAAAAAAApM/gRKOf7_cQAk/s1600/oxi%C3%A1cidos.jpg

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15. Reconoce el significado de los símbolos en la escritura de ecuaciones químicas Vivimos rodeados de cambios químicos de los cuales no nos percatamos, justo en este instante tu cerebro está experimentando una serie de reacciones químicas produciendo hormonas para que tus órganos vitales funcionen correctamente. Sin embargo, no sólo nuestro cuerpo experimenta cambios químicos, también lo hacen la atmosfera, el agua, el suelo, incluso el exterior del planeta. La humanidad disfruta de innumerables ventajas materiales que a veces van acompañadas de un deterioro ecológico, éste suele ser consecuencia de un uso inadecuado de los cambios químicos. Una reacción química es un proceso mediante el cual una o varias sustancias iníciales se transforman en una o varias sustancias finales, presentándose cambios químicos. En las reacciones químicas, las sustancias originales cambian a sustancias diferentes con propiedades químicas y físicas distintas. Estas reacciones se representan con ecuaciones químicas. En una ecuación química tanto la materia que se transforma como la materia que resulta de esta transformación, se representan por medio de su fórmula química. A las sustancias iníciales se les denomina “Reactantes” o “Reactivos” y se colocan a la izquierda de la flecha que indica “se transforma”, y a las segundas se le denomina “Productos” y se colocan a la derecha de la flecha.

Reactivos Productos

Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería:

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Los químicos sustituyen la palabra “da” por la flecha que indica “se transforma o que se convierte” para obtener la ecuación química. Esta ecuación se lee de la siguiente manera: El gas metano se combina o reacciona con el gas oxígeno y aplicando calor, se transforma en bióxido de carbono que se desprende en forma de gas, además de agua en forma de vapor y energía.

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Actividad 24 Instrucciones: anota en el cuadro la simbología que corresponde a los siguientes términos en una ecuación química.

Nombre

Símbolo

Gas

Reacción irreversible

Solución acuosa

Sólido que precipita

Gas que se desprende del producto

Reacción reversible

Catalizador

Sólido

Líquido

Calor

16. Distingue los diferentes tipos de reacciones químicas La materia experimenta miles de reacciones químicas, afortunadamente los químicos han encontrado que estas reacciones se pueden clasificar en cuatro grandes grupos.

Síntesis

Descomposición

Tipos de reacciones químicas Sustitución simple o desplazamiento simple

Sustitución doble o desplazamiento doble

Combustión

16.1. Reacciones de combinación y síntesis El primer tipo de reacción es el de combinación o síntesis, y este tipo de reacciones se presentan cuando dos o más sustancias reaccionan para producir un sólo producto. Estas reacciones se representan como:

A + B AB La obtención de una sal binaria:

Al (s) + Cl2 (g) AlCl3 (g)

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16.2. Reacciones de descomposición Las reacciones de descomposición se presentan cuando una sustancia se transforma en dos o más sustancias. La sustancia que se descompone siempre es un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. Por lo general es necesario aplicar calor para que esta reacción se lleve a cabo. La ecuación general que representa a las reacciones de descomposición es:

A A + B Δ l

Por ejemplo: Si se calienta el carbonato de calcio se transforma en óxido de calcio y dióxido de carbono, como se muestra en la siguiente ecuación. Aquí se puede ver que un reactivo genera dos productos:

CaCO3 CO2 + CaO Δ v

La descomposición de algunos óxidos metálicos:

HgO (s) Hg (l) + O2 (g) Δ n

16.3. Reacciones de sustitución simple Las reacciones de sustitución simple se presentan cuando un elemento reacciona sustituyendo o reemplazando a otro dentro de un compuesto. A estas reacciones también se les conoce como reacciones de desplazamiento. La ecuación general que representa a este tipo de reacciones es la siguiente:

A + BC AC + B Por ejemplo: Si una solución acuosa de sulfato de cobre (II), [una solución de color azul] se le agrega un trozo de hierro (por ejemplo un clavo el hierro) hará por desplazar a los iones de cobre contenidos en la solución y se formará cobree metálico sobre el trozo de hierro, siguiendo la siguiente ecuación:

Fe (s) + CuSO4 (ac) FeSO4 (ac) + Cu (s) Cuando un NO metal sustituye a otro NO metal de una sal:

Cl2 (g) + NaBr (ac) NaCl (ac) + Br2 (g) 16.4. Reacciones de sustitución doble Las reacciones de doble desplazamiento o sustitución doble, se presentan cuando dos compuestos participan en una reacción, donde el catión (+) de uno de los compuestos se combina con el anión (‐) del otro. Esta reacción se representa con la siguiente ecuación general:

AB + CD AD + CB Algunos ejemplos de estos tipos de reacciones son: a) La reacción del ácido muriático (HCl) con el sarro (CaCO3) que produce cloruro de calcio (CaCl2), agua (H2O) y bióxido de carbono (CO2), este gas se desprende y produce la efervescencia.

HCl (ac) + CaCO3 (s) CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

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b) Si se mezclan las soluciones acuosas transparentes de nitrato de plomo (II) y la de yoduro de potasio, se lleva a cabo una reacción de doble desplazamiento, y al realizar esta reacción se produce un color amarillo debido al yoduro de plomo (II) que se produce, el cual también se precipitará por ser insoluble en agua:

Pb(NO3)2 (ac) + 2KI (ac) PbI2 (s) + 2KNO3 (ac) El desgaste químico resulta por las reacciones químicas que sufren minerales en las rocas principalmente con el aire, contaminación y el agua. Las gotas de lluvia tienen una acidez natural debido a la existencia de dióxido de carbono (CO2) que, al unirse con el agua, forma ácido carbónico y la acidez se incrementa. Aunado a esto, el líquido entra en contacto con los precursores de lluvia ácida (ácido nítrico H2SO4, y ácido sulfúrico HNO3, entre otros), derivados del azufre y del nitrógeno y acelera el desgaste de estos. ¡Veamos las reacciones! Formación de ácido carbónico:

CO2 + H2O H2CO3 Ecuación de síntesis. Y por consecuente el carbonato de calcio al mezclarse con el ácido carbónico incrementará la acidez:

CaCO3 + H2CO3 Ca2+

+ 2HCO3 Ecuación de sustitución simple Cuando el ácido sulfúrico (lluvia ácida) se combina con carbonato de calcio, forman una solución acuosa que a su vez son arrastradas por la corriente de agua.

H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + H2O + CO2 El grado de daño está determinado no sólo por la acidez del agua de lluvia, sino también por la cantidad de flujo de agua que una región de la superficie recibe. 16.5. Reacciones de combustión Como su mismo nombre lo dice combustión, cuando se quema algo, por ejemplo los hidrocarburos (gasolina, propano, butano) leña o la glucosa (azúcar). Estas reacciones suceden cuando una sustancia se combina con oxígeno y se forman uno o más óxidos, aparte de agua y/o energía en forma de calor.

C + O2 CO2 Actividad 25 Instrucciones: anota el tipo de reacción a la cual pertenecen las siguientes ecuaciones químicas.

ECUACIÓN

TIPO DE REACCIÓN

CO2+ H2O H2CO3

Sn (s) + HCl (ac) SnCl2 (ac) + H2 (g)

Na+ ½ Cl2 NaCl

Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4

2KClO3 2KCl + 3O2

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

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17. Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas El francés Antoine Lavoisier (1734‐1794) llevó a cabo una serie de estudios cuantitativos en reacciones químicas, observando en ellos que la masa total de las sustancias que reaccionan, era igual a la de aquéllas que se producen en la reacción. Uno de los experimentos que realizó Lavoisier para descubrir la ley de la conservación de la masa fue la descomposición del óxido de mercurio metálico y el gas de oxígeno, pesó la cantidad de HgO que se descompuso y comprobó que ésta tenía el mismo peso de los reactivos mercurio Hg y oxígeno O2 producidos. Partiendo de las observaciones, Lavoisier, en 1783 publicó lo que actualmente conocemos como Ley de la conservación de la materia, cuyo enunciado es el siguiente: “La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. La Ley de la conservación de la materia es una ley de carácter universal, por lo que se aplica a cualquier transformación o cambio químico de la materia, si las ecuaciones químicas representan las transformaciones o reacciones de la materia, entonces las ecuaciones deben cumplir también con dicha ley. Para verificar si una ecuación cumple con la Ley de la conservación de la materia, se cuenta el número de átomos de cada elemento que aparece en los reactantes y los que existen en los productos, estos números deben ser iguales. En otras palabras, el número y tipo de átomos que se encuentran presentes en los reactivos en una reacción química son los mismos que se encuentran en los productos, de ahí viene la ley de conservación de los átomos. Lavoisier realizó una contribución especial al balanceo. ¿Qué es el Balanceo?, pues consiste en igualar la ecuación indicada colocando adelante de cada fórmula un número entero o coeficiente. El número que se coloca corresponde al menor número de moléculas, o de las agrupaciones de átomos representativas de la fórmula empírica del compuesto cuando no existen verdaderas moléculas, necesarias para que el proceso elemental tenga lugar. En una ecuación balanceada debe haber la misma cantidad y clase de átomos tanto a la izquierda de la flecha como a la derecha de la misma. ¡Veamos un ejemplo! Ecuación química: NaOH + HCl NaCl + H2O Reactantes Productos Na = 1 Na = 1 O = 1 O = 1 H = 2 H = 2 Cl = 1 Cl = 1 Pero ¿qué pasa cuando una ecuación no está balanceada? En este caso la ecuación debe ser sometida a un proceso de balanceo para lograr que ésta cumpla con la ley de la conservación de la materia. Se conocen varios métodos para balancear ecuaciones; entre los más comunes tenemos: tanteo y óxido reducción (Redox). 17.1. Método por tanteo o de ensayo y error La palabra tanteo significa: ensayar, prueba o calcular aproximadamente. Con este método de tanteo, se puede balancear una ecuación; es decir, se cuentan los átomos de un lado y al otro de la flecha de la reacción. Este método se utiliza generalmente para balancear reacciones sencillas, donde el número de reactantes y productos es pequeño y fácil de manejar. Si observas cuidadosamente una ecuación química no balanceada, como la que se presenta a continuación, encontrarás que a ninguna de las moléculas o átomos le antecede un coeficiente:

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__PbCl2 + __Li2SO4 __LiCl + __PbSO4 El valor del coeficiente, es el que debes encontrar durante el balanceo de la ecuación. Para efectuar el proceso se sugieren los siguientes pasos: a) Identifica los átomos que están participando en la reacción. b) Los números que aparecen como subíndice al lado de cada átomo, te dicen cuántos de ellos están participando en la reacción. Si el átomo no tiene subíndice, se sobreentiende que es 1; éste será tu punto de partida. c) Compara el número de átomos en cada extremo de la reacción y trata de igualarlos. d) Inicia el balanceo con los átomos que sean diferentes al hidrógeno y al oxígeno. e) Después balancea los átomos de hidrógeno. f) Posteriormente, balancea los átomos de oxígeno. g) Finalmente, compara la cantidad de átomos que están presentes al lado de reactantes y productos. Nota: Para balancear una ecuación deben modificarse los coeficientes, NO los subíndices. La reacción química cuando se quema el gas butano en el encendedor es la siguiente:

C4H12+ O2 CO2 + H2O Las sustancias que se forman son dióxido de carbono y agua, resultantes de una combustión. Esta ecuación está desbalanceada, los átomos antes y después son diferentes en cantidad. La ecuación correcta es la siguiente:

C4H12+ 7O2 4CO2 + 6H2O

Ahora sí ¡la cantidad de átomos antes y después de la reacción son iguales! Actividad 26 a) Contesta lo que se te pide: 1.- ¿Para qué se balancea una ecuación química? 2.-Escribe 2 condiciones para que una ecuación química este correctamente escrita.

b) balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas y comenta los resultados con tus compañeros.

ECUACIÓN

ECUACIÓN BALANCEADA

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17.2. Balanceo por óxido‐reducción (Redox) El oxígeno puede producir muchas reacciones cuando se encuentra frente a otras sustancias, por ejemplo, que se hagan negras las frutas o cuando se oxidan los objetos hechos de fierro. Óxido se le llama al compuesto formado por un elemento que cede electrones y oxígeno. En la antigüedad se estudiaron las reacciones de elementos que se combinan con oxígeno y se les llamó reacciones de oxidación, pero conforme fue pasando la experimentación se descubrió que otros elementos no metálicos también reaccionan con el oxígeno, considerando que estas reacciones son similares a las de oxidación. Ahora los científicos modernos llaman oxidación a cualquier reacción química en la que un elemento o compuesto cede electrones a otra sustancia. Una reacción de reducción es aquella en la que un elemento gana uno o más electrones. Se puede explicar también al mencionar que si un elemento gana electrones, se vuelve una carga negativa mayor, es decir, se reduce, ya que el número de oxidación disminuye. Para saber quién gana o pierde electrones en una reacción compara el número de valencias que tiene cada una de las sustancias de los reactivos, con las valencias que presentan una vez que son convertidas en productos. El siguiente recuadro, te servirá como referencia para hacer dicha comparación.

Ganancia de electrones (Reducción)

‐7, ‐6, ‐5, ‐4, ‐3, ‐2, ‐1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7

(Oxidación)

Pérdida de electrones En cada reacción Redox hay un elemento que se reduce y otro que se oxida, ya que una reacción de este tipo debe tener un elemento que cede electrones y otro que los acepte. La estructura electrónica de ambos elementos cambia durante la reacción. Un agente oxidante es la sustancia que gana electrones en una reacción Redox, es el material que se reduce, y además siempre va acompañada de una oxidación en la que debe haber un agente reductor. Un agente reductor es la sustancia que pierde electrones en una reacción Redox es decir, es el material que se oxida. Identifica cuál reactivo se reduce y cuál se oxida en la siguiente reacción. La ecuación química y los números de oxidación o valencia de cada elemento en la reacción, son el punto de partida para el balanceo de ecuaciones por el método de óxido‐reducción o redox. Para balancear una ecuación química por el método de óxido‐reducción se sugiere la siguiente metodología: a) Identifica los átomos que están participando en la reacción.

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Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O b) Anota el número de oxidación que le corresponde a cada uno de los átomos a o presentes en la ecuación.

Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O c) Identifica al átomo que se reduce (gana electrones) y realiza lo siguiente: • Con ayuda de una semirreacción representa su estado de oxidación como reactante y como producto. • Iguala el número de átomos en ambos extremos de la semirreacción. • Calcula cuál fue la variación de electrones y multiplícala por el número de átomos que tienes; anótala al lado de los reactantes... d) Identifica al átomo que se oxida (pierde electrones) y realiza lo siguiente: • Con ayuda de una semirreacción, representa su estado de oxidación como reactante y como producto. • Iguala el número de átomos en ambos extremos de la semirreacción. • Calcula cuál fue la variación de electrones y multiplícala por el número de átomos que tienes; anótala al lado de los reactantes. e) Iguala el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando la primera semirreacción por el número de electrones obtenidos en la segunda semirreacción. La segunda semirreacción la multiplicarás por el número de electrones de la primera. f) El resultado obtenido trátalo como si fuera una suma; en ésta, veremos que el número de electrones se hace cero y sólo nos quedan las especies reaccionantes que cambiaron su número de oxidación. g) En esta misma ecuación, veremos que los reactantes quedan colocados a la izquierda de la flecha, mientras que los productos quedan hacia la derecha de la misma. El resultado obtenido nos permite iniciar el balanceo de la ecuación; este resultado nos dice que al lado de los reactantes debemos tener cuatro N

+5 y un Sn

0, mientras que al lado de los productos deberán aparecer cuatro N

+4 y un

Sn+4

. Si colocamos estos datos en la ecuación se observará lo siguiente: h) La ecuación puede no estar totalmente balanceada, por lo que deberás concluirla por tanteo, ajustando el número de átomos a partir de los datos que ya tenemos. i) Finalmente, comprueba que el número de átomos sea igual en los reactantes y en los productos.

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Reactivos Productos El término semirreacción se utiliza para representar ecuaciones químicas incompletas; en este caso, se utiliza para representar las variaciones en el número de oxidación de las sustancias que se reducen o se oxidan. Las reacciones de oxidación–reducción o Redox son las reacciones químicas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final. ¿Qué importancia tienen las reacciones Redox en nuestra vida? • Con ayuda de estas reacciones te puedes explicar por qué se oxidan los metales o, por qué se destiñe la ropa. • Gracias a ellas, es posible fabricar fuegos artificiales... • La comunicación que existe entre nuestras neuronas son posibles gracias a este tipo de reacciones. • Los antisépticos y desinfectantes tienen una acción oxidante que permite conservar la salud. • En la fotosíntesis, donde las plantas utilizan la energía del sol para producir azúcares y oxígeno, se transfieren electrones entre las moléculas por reacciones Redox. La respiración celular de nuestro cuerpo es un e s proceso automático, en el cual utilizamos los Productos de la fotosíntesis (azucares y oxígeno). A través de estas reacciones en las células, obtenemos la energía necesaria para que el cuerpo funcione y hagamos todas nuestras actividades diarias. Actividad 27 Instrucciones: contesta lo que a continuación se te indica. 1.‐ Describe las diferencias entre agente oxidante y agente reductor: 2.‐ Balancea las siguientes reacciones mediante Redox:

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