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Tradicionalmente se considera que el procedimiento seguido por los científicos para llegar a resultados es el método científico. Las etapas asignadas a este método son:

• Observación de un fenómeno. • Interpretación del mismo con hipótesis, que han de ser contratables. • Preparación de experimentos que permitan confirmar o rechazar la

validez de las hipótesis. Los experimentos permiten realizar las pruebas una y otra vez variando las condiciones con el fin de obtener los resultados más adecuados.

• Obtención de resultados y ordenación en tablas, gráficos… • Interpretación de los resultados y elaboración de Leyes y Teorías a

partir de los mismos. La aparición de nuevas leyes origina nuevas observaciones, y el ciclo comienza de nuevo.

CIENCIA Y MITOLOGÍA: DOS FORMAS DE ENTENDER LA NATU RALEZA “Eco era una ninfa que vivía en las montañas. El Dios Zeus, la convenció para que con su charla entretuviera a su esposa Hera, mientras él escapaba a la Tierra para seducir a otras ninfas. Pero Hera, al descubrir tal artimaña, la castigó condenándola a guardar silencio y a que sólo repitiera la última palabra que oía, sin pronunciar ninguna otra. La ninfa se retiró a vivir sola consumida por el dolor; sus huesos se convirtieron en piedras repartidas por toda la Tierra y solo queda de ella su voz, que todos oímos”. Desde que el hombre tuvo curiosidad por conocer lo que ocurría a su alrededor, ha tratado de dar una explicación, más o menos científica, de los fenómenos naturales. En un principio recurría a razones sobrenaturales y mitos: los dioses eran los causantes de todo. Pero cuando aprende a conocer mejor la naturaleza, abandona las explicaciones míticas y busca una justificación más racional. Así nace el conocimiento científico. Esto ocurre cuando son capaces de recibir, interpretar, comprobar y almacenar los mensajes del mundo que nos rodea.

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1. Actualmente se conoce perfectamente el fenómeno del eco. ¿en qué consiste? ¿en qué circunstancias se origina? Consulta una enciclopedia y trata de contestar estas preguntas.

2. “Una clasificación es un conjunto de clases en una de las cuáles y sólo en una, encaja siempre cualquier hecho u

objeto. Si tenemos una buena clasificación de hechos u objetos (una Teoría), cada nuevo hecho u objeto supone un reto entre la Teoría y la experiencia. Pueden ocurrir cuatro casos:

1. El hecho o el descubrimiento encaja en una sola clase y la Teoría vigente se confirma. 2. Un hecho no encaja en ninguna clase y hay que ampliar la Teoría vigente. 3. Un hecho encaja en dos clases diferentes y hay que corregir la Teoría vigente. 4. Una clase permanece vacía y eso equivale a una predicción de la Teoría vigente.

El hecho o descubrimiento manda sobre el concepto clase; un solo hecho es suficiente para cambiar toda una teoría. En cualquiera de estos casos se gana en conocimiento” Jorge WAGENSBERG

“Clasificar” Mundo científico Noviembre de 2000

¿Cuáles son las etapas comunes de cualquier investigación científica? De acuerdo con el texto, ¿qué le sucede a una teoría cuando aparece un nuevo descubrimiento? ¿Qué nombre recibe una hipótesis confirmada? MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y DERIVADAS

Estudiar un fenómeno significa dos cosas: reconocer qué magnitudes intervienen en él y determinar cómo están

relacionadas entre sí. Una MAGNITUD , es cualquier característica de los cuerpos que pueda medirse de manera objetiva. En el del tiempo de caída de una pelota desde un balcón, intervienen magnitudes como: distancia del balcón a la calle, tiempo que tarda en caer, velocidad con la que cae. El tiempo y la distancia, se miden directamente, son magnitudes fundamentales. Pero la velocidad, se mide indirectamente, utilizando una fórmula matemática, es una magnitud derivada. Las unidades correspondientes a las magnitudes fundamentales se llaman unidades fundamentales o unidades patrón y las correspondientes a las magnitudes derivadas (unidades derivadas).

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3. Cite cuatro características de una persona que sean magnitudes y otras tantas que no lo sean.

4. Una cada magnitud con su unidad

5. Las siguientes gráficas expresan la relación matemática entre dos magnitudes. ¿A cuál de las siguientes relaciones matemáticas corresponde cada gráfica? y = K.x y = k/x y = K.x2 y= k.x +a

Compruébalo dando valores a los parámetros a, K y x.

6. La masa de varios volúmenes del mismo material se mide y registra en la siguiente tabla

a. ¿Qué instrumentos se han utilizado para realizar

esta experiencia? b. ¿Cómo determinarías los volúmenes de este

material, si se trata de sólidos irregulares?

c. Representa gráficamente la masa frente al volumen e indica qué relación existe entre ambas magnitudes.

d. ¿Cuál será la masa de 250 cm3 de este material? ¿Y el volumen de 0,600 Kg de este material?

CARÁCTER APROXIMADO DE LA MEDIDA. En cualquier proceso de medida se cometen errores, que se pueden disminuir realizando muchas medidas y estimando cuál sería el valor que más se aproxima al real. En el cálculo de errores distinguimos entre:

Aunque el EA nos indica cuánto nos hemos equivocado al hacer una medida, no nos permite comprobar si la medida es buena o de dos mediciones cuál es la mejor. Para esto necesitamos conocer el ER, que suele multiplicarse por 100 para expresarlo en porcentaje.

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7. Distingue entre precisión y sensibilidad de un instrumento de medida. ¿Porqué decimos que un cronómetro que aprecia décimas de segundo, es más preciso que un reloj que aprecia segundos?

8. Observa las figuras siguientes e indica cuál es la resolución o sensibilidad de cada uno de los relojes representados.

9. Un cronómetro marca un tiempo aproximado de 15,6 s en una carrera, si sabemos que el valor verdadero es de 19,82 s. Calcula el error absoluto y el error relativo de esa medida.

10. Un alumno mide el volumen de gas desprendido en una reacción, realizando la experiencia 4 veces y obtiene: 100,0 cm3; 95,0 cm3; 105,0 cm3; 95,0 cm3. Halle el valor más probable para el volumen y el error absoluto de cada medida.

11. Indique cuál es la medida de más calidad y por qué: a. Longitud de un folio de 29,6 cm obteniéndose un valor de 30 cm o el ancho de un pupitre de 65,0 cm, que

medido con la misma regla da como resultado 65,4 cm b. El radio de una rueda de bicicleta de 102 ± 1cm o la longitud de una pared de 3,45 ± 0,05m

12. Indique los nombres de los siguientes materiales de laboratorio y la utilidad de cada uno de ellos.

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES

El conjunto de magnitudes fundamentales, derivadas y sus correspondientes unidades, recibe el nombre de Sistema Internacional de Unidades (S.I.), una generalización del sistema métrico decimal, cuyo uso está aprobado en España, desde 1967. NOTACIÓN CIENTÍFICA: Los científicos manejan cantidades muy grandes como la masa de la Tierra: 5 980 000 000 000 000 000 000 000 Kg o muy pequeñas como la masa de un electrón: 0, 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000 91 Kg. Operar con estos números resulta muy engorroso ya que exige mucha atención para no “comerse” ningún cero. Por eso utilizamos la NOTACIÓN CIENTÍFICA que consiste en escribir la cantidad mediante un número con una parte entera de una sola cifra distinta de cero y una parte decimal, multiplicado por una potencia de diez con exponente positivo o negativo. Así la masaTierra y la del electrón serían respectivamente: 5,98 .1024 Kg y 9,1.10-31 Kg.

AAACCCTTTIIIVVVIIIDDDAAADDDEEESSS 13. Halla cuántas veces es mayor la masa de la Tierra que la del electrón y expresa resultado en notación científica.

14. Escribe estas cantidades utilizando la notación científica:

a. 0, 000 000 032 b. 2 450 000 000 000 000

c. 7 800 000 d. 0, 000 018

15. Ordena de mayor a menor los siguientes números: a) 0,0001 b) 103 c) 10-3 d) 10 000 TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES MEDIANTE FACTORES DE CONVERSIÓN: El factor de conversión es una fracción en la que el numerador y el denominador valen lo mismo, son valores iguales expresados en unidades distintas; por lo tanto la fracción de conversión vale 1. Basta con multiplicar la medida que queramos convertir por el factor de conversión correspondiente. Las cifras significativas (c.s) de una medida son todas las que se conocen con certeza, más una dudosa; nunca daremos el resultado con más cifras de las que aprecia el aparato de medida.

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16. Si una regla mide hasta los milímetros ¿cuáles son las cifras significativas de la longitud: 2,345 m? Si un cronómetro aprecia centésimas de segundo ¿cuáles son las cifras significativas para un tiempo de 6,50 s?

17. Expresa las siguientes cantidades en unidades del S.I utilizando factores de conversión:

a. 2 horas 15 minutos

b. 72 Km/h

c. 0,7 g/litro

d. 2,4 .106 cm2

e. 18 mm

g. 2,1.105 µs

h. 5,8 .10-7 Gm

18. Expresar en unidades del S.I.:

a. 5,0 pies

b. 24 pulgadas

c. 100 yardas

d. 1 pinta

¿Qué cantidad es mayor: 1400 g o 1,5 Kg ; 140 minutos o 2 horas; 0,7 g/cm3 o 700 Kg/m3?

19. ¿cuánto mide el área del suelo de un gimnasio de 15 m de largo y 100 dm de ancho? ¿y el área de una revista de 0,22 m de ancho por 10 cm de largo? Expresa las medidas en cm2 y con el número adecuado de c.s.

20. Una medalla de oro tiene una masa de 3g y un volumen de 0,155 cm3. Expresa ambas magnitudes en unidades del S.I. y halla la densidad del oro en g/cm3 y en Kg/m3.

21. Una nave espacial recorre una distancia de 1,35 millones de kilómetros en 5 días y 15 horas. Expresa ambas cantidades en unidades del SI y calcula la velocidad media de la nave.

LLLooosss eeessstttaaadddooosss dddeee aaagggrrreeegggaaaccciiióóónnn dddeee lllaaa mmmaaattteeerrriiiaaa...

El Universo está formado por materia y energía. La materia, además de otras propiedades, posee masa y volumen y está constituida por partículas. En la naturaleza las sustancias pueden

encontrarse en tres estados físicos: sólido, líquido o gaseoso.

El estado físico de una sustancia depende, de las fuerzas de atracción entre partículas (fuerzas de cohesión) y de la agitación térmica de éstas, caracterizada por la temperatura a la que se encuentra.

TEORIA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA

La Teoría cinética explica el comportamiento de la materia:

• La materia (TODA) está compuesta por diminutas partículas (átomos, moléculas)

� Las partículas están en continuo movimiento. A mayor temperatura, más movimiento.

SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES

- Fuerzas de atracción entre partículas: muy intensas.

- Partículas muy próximas entre sí, en posiciones fijas.

- Las partículas sólo vibran alrededor de su posición de equilibrio

- Fuerzas de atracción entre partículas: intensas.

- Partículas muy próximas entre sí pero no ocupan posiciones fijas.

- Partículas con libertad para desplazarse, sin alejarse unas de otras.

- Los líquidos son prácticamente incompresibles.

- Fuerzas de atracción entre partículas: despreciables.

- Partículas muy alejadas unas de otras, en total desorden.

- Partículas con total libertad para desplazarse; chocan entre ellas y con las paredes del recipiente.

- Los gases se pueden comprimir y expandir muy fácilmente.

ESTUDIO CUALITATIVO DE LOS GASES Las propiedades de los gases dependen de las condiciones externas. Las variables que definen el estado de un gas son: presión, volumen y temperatura. Cualquier variación en una de ellas hace que cambien las otras dos: • Cuando la temperatura permanece constante, si se aumenta la

presión disminuye el volumen del gas. • Si la presión es constante, un aumento de la temperatura hace

que aumente el volumen del gas. • Si el volumen es constante, al aumentar la temperatura aumenta

la presión que ejerce el gas.

CAMBIOS DE ESTADO

Son procesos por los que una sustancia, al aumentar o disminuir su energía interna pasa de un estado físico a otro. Los cambios de estado que absorben calor se llaman cambios de estado progresivos. Y los cambios de estado que necesitan que la sustancia se enfríe (desprenda calor) reciben el nombre de cambios de estado regresivos. La VAPORIZACIÓN puede producirse de dos modos: evaporación (proceso lento que se produce a cualquier temperatura y sólo en la superficie del líquido) y ebullición (proceso tumultuoso que afecta a toda la masa del líquido y ocurre a una temperatura fija, llamada Temperatura de ebullición).

(gráfica) Al calentar un bloque de hielo a -20ºC, sube la temperatura, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa, pero conservan sus posiciones. Cuando se alcanza el punto de fusión (0ºC) la velocidad de las partículas es lo suficientemente alta para que algunas puedan vencer las fuerzas de atracción del sólido y abandonan sus posiciones. La estructura cristalina se desmorona poco a poco. Mientras dura la fusión del hielo, la temperatura se mantiene constante. Cuando todo el hielo pase a líquido la temperatura vuelve a subir hasta llegar al punto de ebullición (1000C): en la superficie del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen suficiente energía para escapar y si la T aumenta, escapan más partículas, el líquido se evapora más rápido. Cuando se alcanza el punto de ebullición, la velocidad de las partículas es tan alta que la vaporización, además de darse en la superficie, se produce en cualquier punto del interior, formándose burbujas de vapor, que suben a la superficie. En este punto la energía comunicada por la llama se invierte en lanzar a las partículas al estado gaseoso, y la T del líquido no cambia (100ºC). En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando mucho más espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la absorben las partículas y ganan velocidad, por lo tanto sube la temperatura. Hay sólidos, como el hielo seco (CO2 sólido) usado en espectáculos para formar nieblas, que cuando se calientan no se funde sino que se convierten directamente en gases. Este proceso es una sublimación y, lo mismo que en la fusión o la ebullición, mientras se produce, la temperatura permanece constante.

AAACCCTTTIIIVVVIIIDDDAAADDDEEESSS 22. Cuando un cristal de permanganato potásico se deposita en el fondo de un vaso con agua, ésta adquiere

lentamente un color púrpura. Explica este hecho según la Teoría cinética de la materia.

23. ¿cuáles de estos dibujos representan un sólido, un líquido o un gas?

24. Indica en qué estado físico se encuentra, a temperatura ambiente, una sustancia cuya temperatura de fusión es de -114ºC y cuya temperatura de ebullición es de 78ºC

25. Asocia estas propiedades al estado sólido, líquido o gaseoso:

a. Volumen y forma variables. b. Las partículas constituyen grupos que vibran y cambian de posición. c. Volumen y forma constante. d. Grandes fuerzas de atracción entre sus partículas. e. Volumen constante y forma variable. f. Las partículas se mueven libremente a gran velocidad.

26. Describe y justifica: a. Cómo se modifica la presión de un gas si manteniendo su temperatura constante, su volumen disminuye.

b. Cómo se modifica la presión de un gas si se aumenta la temperatura pero el volumen permanece constante.

27. Explica mediante la Teoría cinética de la materia:

a. Por qué los gases tienden a ocupar todo el espacio disponible.

b. Por qué un gas contenido en un recipiente ejerce presión.

c. Por qué una sustancia en estado sólido puede pasar al estado líquido.

28. La gráfica de la figura corresponde a la curva de calentamiento de una sustancia pura:

a. ¿Qué cambios de estado tienen lugar? ¿qué

nombre reciben?

b. ¿Cuál es el punto de ebullición de esa sustancia?

c. ¿Por qué se mantiene constante la temperatura durante cada uno de los cambios de estado?

d. ¿Es lo mismo ebullición que evaporación?

29. La gráfica de la figura corresponde a la curva de enfriamiento de una sustancia pura:

a. ¿Qué cambios de estado tienen lugar? ¿qué

nombre reciben? b. ¿cuál es el punto de fusión de esa sustancia?

c. Justifica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: el calor latente de cambio de estado se invierte en aumentar la temperatura.

CCClllaaasssiiifffiiicccaaaccciiióóónnn dddeee lllaaa mmmaaattteeerrriiiaaa...

Todo lo que existe en el universo está compuesto de MATERIA . La Materia se clasifica en MEZCLAS ( combinaciones de sustancias puras en proporciones variables) y SUSTANCIAS

PURAS (comprenden los COMPUESTOS y los ELEMENTOS) . Los compuestos están formados por una combinación de elementos en una proporción definida y los elementos son sustancias

formadas por una sola clase de átomos..

Si reaccionan Sodio y Cloro se obtendrá solo Na1Cl1 y no sustancias tales como Na0.5Cl2.3 o mezclas raras.

Una mezcla es homogénea cuando tiene aspecto uniforme y no se observan partes diferentes, y es heterogénea cuando se

observan diferentes componentes a simple vista.

Para separar los componentes de una mezcla, no existen recetas, a menudo hay que combinar varios métodos, siempre basados en diferencias entre las propiedades físicas de los componentes (T ebullición, densidad, solubilidad, etc) aunque de forma general se puede decir:

� La decantación es apropiada para separar mezclas de líquidos y sólidos no solubles, también se puede usar para separar líquidos no miscibles.

� La filtración se usa para separar líquidos y sólidos no solubles con un grado de efectividad muy alto.

� La destilación para separar mezclas de líquidos con distinto punto de ebullición

� La cristalización es usada para separar sólidos disueltos en líquidos.

� La cromatografía . reconoce las sustancias de una disolución en base a la diferente velocidad de difusión de éstas sobre un mismo soporte.

DISOLUCIONES Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras en proporciones variables. Los componentes de una disolución se denominan: DISOLVENTE (el que está en mayor cantidad) y SOLUTO (el que está en menor cantidad). Según el estado físico de los componentes: (tabla) La CONCENTRACIÓN de una disolución se define como la proporción

de soluto en la disolución.

FORMAS de expresar la CONCENTRACIÓN de

una Disolución

TANTO POR CIENTO EN MASA

TANTO POR CIENTO EN VOLUMEN

GRAMOS/LITRO

La cadena muestra lo que ocurre a medida que se añaden cantidades crecientes de soluto a un disolvente En función de la proporción relativa de soluto y disolvente, distinguimos La máxima cantidad de sustancia que puede disolverse en un volumen fijo de disolvente (normalmente 100 ml de agua) a una temperatura determinada, se denomina SOLUBILIDAD. Es una propiedad característica de las sustancias.

Una disolución saturada es aquella que a una determinada temperatura, no admite más soluto, es decir si añadimos un poco más de soluto, se depositará en el fondo del recipiente y no se disolverá. En general, la solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura, en cambio la solubilidad de los gases en líquidos tiene el comportamiento contrario (su solubilidad disminuye con la temperatura y aumenta con la presión)

AAACCCTTTIIIVVVIIIDDDAAADDDEEESSS 30. Asocia cada sustancia con su clasificación adecuada: Una mezcla muy importante para

nosotros: LA SANGRE 1. Sulfuro sódico Es una mezcla heterogénea 2. Gel de baño Es una disolución de sólido en líquido 3. El bronce Es una sustancia pura, un elemento. 4. Moneda de 2 € Es una disolución de varios metales. 5. El Uranio Es una sustancia pura, un compuesto. 6. El gas natural Es una mezcla heterogénea líquida. 7. Agua azucarada Es una disolución de gases en gases. 8. La sangre Es una mezcla heterogénea viscosa.

31. De las siguientes sustancias indica cuáles son disoluciones y cuáles no:

- Lejía: hipoclorito sódico en agua _____

- Alcohol medicinal: etanol y agua _____

- Leche: agua, proteínas, grasas, palmitina C51H98O6 y azúcares ___

- Marco de las ventanas: aluminio Al _____

- Azúcar: sacarosa C12H22O11 ____

- Vinagre: agua y ácido acético C2H4O2 ____

- Coca-cola: agua, dióxido de carbono CO2, cafeína C8N4O2H10 ____

- Cable eléctrico. Cobre Cu ____

32. Indica cómo separarías los componentes de una mezcla de arena, sal y limaduras de hierro. ¿en qué propiedades de estas sustancias te has basado para elegir el método de separación?

33. En una disolución hay 5 g de soluto y 40 g de disolvente líquido. La disolución ocupa 44 ml. Halla la concentración del soluto en % en masa y en g/L.

34. Se disuelve 1 g de cloruro de sodio en:

a. 250 ml de agua para obtener una disolución con una concentración en g/l de:

b. 500 ml de agua para obtener una disolución con una concentración en g/l de:

35. Añadimos gramo a gramo sal sobre 280 g de disolvente. La máxima cantidad de sal que logramos disolver es 20 g. ¿cuánto vale su solubilidad en dicho disolvente?

36. ¿cuál es la concentración en tanto por ciento en masa de ioduro sódico presente en al agua del mar sabiendo que de 180 g de agua del mar se obtienen 3 g de dicha sal?

37. Calcula la concentración en tanto por ciento en volumen de una disolución preparada con 100 ml de alcohol etílico a los que hemos añadido agua hasta 500 ml de disolución.

38. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La disolución de glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer. En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3 aparece: “Disolución de glucosa en agua, concentración 55 g/l”.

a. ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución? b. Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le

debe inyectar en una hora?

39. Un medicamento contra el resfriado tiene la siguiente composición por cada 5 ml de disolución: “40 mg de trimetropina, 200 mg de sulfametoxazol, 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y otros en c.s.” Calcula la concentración de cada componente en g/l.

40. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 %vol. ¿Qué significa ese número? ¿Qué volumen de alcohol hay en una botella que contiene 700 ml de la bebida?

41. Como sabes, las aleaciones metálicas son disoluciones en las que los componentes están en estado sólido. Para medir la concentración de oro en una aleación (el resto suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una concentración de 1 quilate es de 1/24 del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro.

a. ¿Qué % en peso corresponde a una aleación de 1 quilate? b. ¿Qué % contendrá una aleación de 18 quilates? c. ¿Qué cantidad de oro puro posee un lingote de oro de 18 quilates de 4 kg de masa?

42. Para estudiar de qué factores depende la solubilidad de los gases en agua, medimos la masa de oxígeno y CO2 que se disuelven en 1L de agua a diferentes temperaturas, a presión constante:

Solubilidad (g soluto/L de agua) 0ºC 20ºC 40ºC 60ºC

- ¿Cómo varía la solubilidad del O2 y del CO2 al aumentar la temperatura?

- Ciertas especies acuáticas acostumbradas a aguas frías pueden morir al trasladarlas a aguas cálidas. ¿Por qué?

O2 0,07 0,04 0,03 0,02

CO2 3,3 1,7 1,0 0,6

43. A partir de la gráfica adjunta que representa la solubilidad del cloruro potásico en agua, determina:

a. La solubilidad del cloruro potásico a 40ºC.

b. ¿qué ocurre al calentar 100 ml de disolución saturada desde 40ºC hasta 50ºC.

c. ¿qué ocurre al enfriar 100 ml de disolución saturada de cloruro potásico, desde 40ºC hasta 20ºC.

d. La cantidad de cloruro potásico necesaria para preparar una disolución saturada de dicha sustancia en 250 ml de agua a 10ºC.

44. Tenemos una disolución de azúcar en agua, de concentración desconocida. Tomamos con una pipeta 10 ml de esa disolución, los colocamos en un cristalizador, y cuando se evapora el agua, quedan 0,65 g de azúcar. ¿qué concentración tiene la disolución?

45. Observa la curva de solubilidad del nitrato de potasio y contesta a las siguientes preguntas:

a. ¿cuál es la solubilidad del nitrato de potasio a 25ºC y a

45ºC?

b. La solubilidad del nitrato de potasio a 40ºC es 63 g/100 g de agua ¿Cuál es la solubilidad a 80ºC? ¿podrías calcularla sin mirar la gráfica?

c. Si añadimos 50 g de nitrato de potasio a 100 ml de agua

a 20ºC ¿se disolverá completamente?

d. ¿qué cantidad de nitrato de potasio se disolverá en 1 kg de agua a 50ºC?

EEElll ááátttooommmooo Es la porción más pequeña de la materia. Los primeros en utilizar este término

fueron Leucipo y Demócrito (los atomistas), quienes creían que la materia estaba formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES: los Átomos. Mientras

que los continuistas creían que la materia estaba formada por cuatro elementos: agua, aire, tierra y fuego.

La primera teoría científica sobre el átomo la propone Dalton a finales del s.XIX y a partir de ahí surgen diversos modelos. Hoy sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles, sino que están formados por partículas

MODELOS ATÓMICOS

Año Científico Modelo atómico 1808

Dalton: propone en su teoría que la materia está formada por átomos muy pequeños e indivisibles; que los átomos de un elemento son iguales entre si y diferentes a los de otros elementos y que los compuestos se forman por combinación de átomos de diferentes elementos en una relación de números enteros sencillos,

1897

Thomson: fue el descubridor del electrón y consideró que el átomo debía ser una esfera maciza con carga positiva en cuyo interior estaban incrustados los electrones en número suficiente para contrarrestar la carga positiva. Si un átomo pierde electrones adquiere carga positiva y se convierte en un ión positivo (catión) mientras que si gana electrones adquiere carga negativa y se convierte en un ión negativo (anión).

1911

Rutherford: Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones en continuo movimiento, girando alrededor de un núcleo central con carga positiva (en el núcleo están los protones y los neutrones). El átomo constituye un espacio fundamentalmente vacío y su radio es unas 10.000 veces mayor que el del núcleo.

1913

Bohr: El átomo está formado por una zona central de carga (+) y a su alrededor están los electrones pero no girando en cualquier sitio sino en determinadas órbitas, igual que los planetas. En cada órbita o nivel de energía solo puede haber un determinado nº de electrones: En la 1ª (capa K:2 e-), en la 2ª (capa L: 8 e-), en la 3ª (capa M: 18 e-).

La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales por orden creciente de energía. La conf. electrónica para un átomo de C (Z=6), sería C: K2 L4 (1s22s22p2) IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS Hay más de un centenar de átomos distintos, tantos como elementos. Para identificar un átomo utilizamos el número atómico. Un elemento está formado por átomos que poseen el mismo número atómico. Z = Número atómico = Número de protones de un átomo =número de electrones (si el átomo es neutro) A = Número másico = Número de protones y neutrones del núcleo de un átomo; A = número de protones + número de neutrones ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento con el mismo número atómico y distinto número másico, que sólo se diferencian en el número de neutrones. La MASA ATÓMICA de un elemento es la media de las masas de sus isótopos naturales, ponderada de acuerdo a su abundancia relativa en la naturaleza. La unidad de masa atómica “u” equivale a 1,66 .10-27 Kg

AAACCCTTTIIIVVVIIIDDDAAADDDEEESSS 46. Investiga ¿Qué es un Premio Nobel?, ¿en qué disciplinas se otorga?, ¿por qué descubrimiento recibió el Premio

Nobel J. J. Thomson?, ¿por qué descubrimiento lo recibió E. Rutherford?

47. ¿Cuáles son los dos números que identifican a un átomo? ¿cuál de ellos es fijo para todos los átomos de un mismo elemento?

48. Ordena los siguientes elementos en función del número de neutrones: 80 24 84 12235 12 36 51, , ,Br Mg Kr Sb

49. Señala las afirmaciones correctas. a. Rutherford descubrió que el átomo era prácticamente hueco. b. Rutherford descubrió que casi toda la masa del átomo se encontraba alrededor de un núcleo muy pequeño. c. Rutherford descubrió la existencia de neutrones. d. Rutherford descubrió la existencia de electrones.

50. ¿Qué son los isótopos? Tenemos dos isótopos de un mismo elemento. El primero tiene de número másico 35 y el segundo 37. El primero es neutro. El segundo es un anión con carga -1 que tiene 18 electrones. Rellena el número de partículas de cada isótopo:

a) Isótopo primero: protones (_____), electrones (_____), neutrones (_____). b) Isótopo segundo: protones (_____), electrones (_____), neutrones (_____)

51. Dibuja un átomo de carbono que tiene 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones.

52. Un elemento imaginario tiene dos isótopos cuyas masas atómicas relativas son 38 y 40 respectivamente. ¿cuál será la masa atómica media de ese elemento si en la naturaleza se encuentran en la misma proporción?

53. Responde si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. La carga del protón es igual en valor numérico a la del neutrón ___

b. La masa de un protón es mayor que la de un electrón ____

c. La masa del átomo está prácticamente concentrada en su núcleo ____

d. Un elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales ____

e. Todos los átomos de los elementos sólidos tienen la misma masa ____

54. Completa la siguiente tabla y escribir la configuración electrónica de cada uno de los elementos:

55. Rellena lo que falta:

a. Si un átomo tiene de carga +3 y contiene 25 electrones, su número atómico es _____. b. Si un átomo tiene de carga -2 y contiene 15 electrones, su número atómico es _____. c. Si un átomo es neutro y contiene 35 electrones, su número atómico es _____. d. Si un átomo tiene de carga -3 y contiene 10 electrones, su número atómico es ____

56. ¿Por qué las masas atómicas de los elementos son decimales si contienen un número entero de partículas?

57. Completar las siguientes frases:

a. Si un átomo de potasio pierde un electrón, adquiere una carga _______ y forma el ión _________. b. Un átomo de oxígeno cuando gana dos electrones adquiere carga _______________ y forma el ión _____ c. Un ____________________ es una sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, que

conserva sus propiedades y que está formado por un mismo tipo de ________________.

58. El protio, el deuterio y el tritio son isótopos. ¿cuál es el número másico de cada isótopo?

Suponiendo que el hidrógeno natural esté formado por un 98% de protio, un 1% de deuterio y un 0,1% de tritio, halla la masa atómica relativa del hidrógeno. RADIACTIVIDAD La radiactividad es un fenómeno en el cual, los núcleos de átomos que no son estables (radioisótopos), emiten partículas y radiaciones de forma espontánea hasta que consiguen estabilizarse. Las partículas o radiaciones pueden ser:

- Partículas alfa α: Formadas por 2 protones y 2 neutrones. Su carga es positiva y son emitidas a gran velocidad. Tienen poco poder de penetración.

- Partículas beta β: Son electrones que se desplazan a gran velocidad. Tienen mayor poder de penetración que las partículas alfa.

- Rayos gamma γ: Son radiaciones de alta energía, que se propagan a la velocidad de la luz. Son muy penetrantes, sólo son detenidos por gruesas capas de plomo u hormigón.

La fisión nuclear se rompen núcleos de átomos "grandes" mediante bombardeo con neutrones, dando dos núcleos de átomos "pequeños" y más neutrones que producen una reacción en cadena, liberándose energía que se aprovecha en las centrales nucleares para obtener energía eléctrica. Es responsable del efecto destructivo de bombas atómicas y misiles nucleares.

En la fusión nuclear se unen núcleos de átomos pequeños para dar núcleos de átomos mayores, desprendiéndose muchísima energía. Este proceso se realiza continuamente en el Sol. Esta fuente de energía tendría la ventaja de no producir residuos radiactivos. Pero lograr la fusión controlada, tiene grandes dificultades técnicas ya que se requieren temperaturas de 108 ºC, a esta temperatura la materia está en estado de plasma y no se puede confinar en un recipiente que soporte dicha temperatura.

AAACCCTTTIIIVVVIIIDDDAAADDDEEESSS 59. Explica qué es la radiactividad y confecciona un cuadro que compare la naturaleza,

carga poder de penetración y velocidad de los diferentes tipos de radiación.

60. Las aplicaciones de los radioisótopos se basan en que desde el punto de vista físico y químico, son exactamente iguales a sus isótopos no radiactivos y se comportan de la misma forma en cualquier proceso. La ventaja es que se trata de un átomo "marcado" y puede ser seguido en las reacciones químicas gracias a las radiaciones que emite. Investiga acerca de las aplicaciones que tienen los radioisótopos en la Medicina y en la Industria.

61. Investiga ¿Qué ocurrió en 1986 en la Central Nuclear de Chernobyl?, ¿qué efectos tuvo a corto plazo?, ¿qué efectos tiene a largo plazo? Este símbolo característico, amarillo con un dibujo negro, corresponde a un círculo con varias franjas circulares a su alrededor. El círculo representa al átomo, y las tres franjas representan los rayos que emite la sustancia radiactiva. ¿en qué lugares se encuentra este símbolo?

62. Marie Curie estudió el fenómeno de la radiactividad durante toda su vida, prestando especial atención a las aplicaciones médicas de la radiactividad junto con los rayos X, recién descubiertos. Agotada, casi ciega, con los dedos quemados y marcados como consecuencia de la experimentación con materiales radiactivos, Marie Curie murió de leucemia en 1934, y dejó reflejado el resultado de sus investigaciones en Traté de radioactivié (1910). Investiga acerca de su vida y averigua si obtuvo algún premio Nobel y porqué.

FFFooorrrmmmuuulllaaaccciiióóónnn IIInnnooorrrgggááánnniiicccaaa Los compuestos químicos están formados por la unión de un número reducido de átomos que se repiten en la misma proporción.

Una fórmula consta de letras que simbolizan los átomos que forman el compuesto y de números, escritos como subíndices, que indican el nº de átomos de cada uno de los elementos que interviene en una molécula del compuesto.

VALENCIA: capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. La valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos. Tabla de VALENCIAS de los elementos más importantes

del sistema periódico ������������

NOMENCLATURA:

Para nombrar los compuestos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (Unión Internacional de Química pura y aplicada), que acepta tres tipos de nomenclatura:

A) COMPOSICIÓN o estequiométrica :

basada en la composición: informa sobre los átomos que componen la sustancia y en qué proporción están, proporción que se puede indicar de tres maneras distintas:

� Mediante prefijos multiplicadores (mono, di, tri, …) para entidades sencillas o (bis, tris, tetrakis, pentakis, …) para entidades complejas. El “mono” es superfluo a menos que se quiera enfatizar la estequiometria al comparar sustancias relacionadas, no es necesario en compuestos binarios si no existe ambigüedad. No se pueden eliminar letras, no se puede decir pentóxido, si pentaóxido. Fe2O3 trióxido de dihierro

� Mediante el número de oxidació, escrito entre paréntesis, en números romanos, al lado del nombre del elemento, sin espacios. Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación no se indica en el nombre del compuesto. Fe2O3 óxido de hierro(III)

� Con número de carga, escrito entre paréntesis, (primero el nº y luego el signo), al lado del nombre del elemento, sin espacio. Si se escribe el 1. IMPORTANTE esta nomenclatura sólo se puede utilizar en compuestos iónicos. Fe2O3 óxido de hierro(3+)

B) SUSTITUCIÓN: Tiene su origen en los hidruros no metálicos, que son nombrados como los hidrocarburos y usando los sufijos

que fueran necesarios. La IUPAC sigue aceptando, como no podía ser de otro modo, los nombres de amoniaco para el NH3 y agua para el H2O, pero dejan de ser aceptados los nombres comunes de fosfina (PH3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3).

Hay nombres de sustancias que no siguen ningún sistema pero que debido al amplio uso son aceptados. La IUPAC quiere transmitir la idea de que no existe un nombre correcto único y absoluto para una sustancia. En la medida de que el nombre describe a un compuesto de forma inequívoca, el nombre es correcto.

• NORMAS GENERALES PARA NOMBRAR SUSTANCIAS E IONES SIMPLES Las sustancias simples son las que están formadas por una sola clase de átomos. En este grupo se incluyen las sustancias formadas por un solo elemento, aunque puedan tener más de un átomo:

- los metales (Ag, Ni …): se nombran del mismo modo que el elemento que los compone: plata, níquel, - los gases monoatómicos (He, Ne …): se nombran como el elemento que los compone: helio, neón… - las moléculas homonucleares (N2, P4): se nombran utilizando el prefijo numeral que

corresponda: dinitrógeno, tetrafósforo, salvo el oxígeno (O2) y el ozono (O3) que la IUPAC acepta como nombres correctos. Ante la duda, usad el prefijo numeral, con el que se obtiene un nombre sistemático que es aceptado por la IUPAC, dioxígeno o trioxígeno, son correctos.

En cuanto a los IONES, átomos o grupo de átomos con carga (+): cationes) o (–): aniones.

- Los aniones monoatómicos se nombran con el sufijo –uro al final del nombre del átomo del que se elimina la última vocal, salvo el del oxígeno, que se nombra como óxido. La carga del ión se indica con el nº de carga. Cuando no haya ambigüedad puede omitirse el nº de carga

- En los aniones homonucleares, se usan prefijos numerales que indican el nº de átomos que componen el anión, y también hay nombres comunes, que son aceptados por la IUPAC: C2

2-: dicarburo(2-) o acetiluro O2- : dióxido(1-) o superóxido

- Los cationes monoatómicos se nombran usando el nombre del elemento con el nº de carga entre paréntesis, que no se debe omitir aunque no haya ambigüedad.

COMPUESTOS BINARIOS

Sustancias formadas por dos tipos de átomos distintos. Para escribir la fórmula: en la nomenclatura estequiométrica los subíndices coinciden con los prefijos de cantidad, pero en la del nº de oxidación o nº de carga, los subíndices de los elementos, deben calcularse.

trisulfuro de dicobalto

El compuesto contiene azufre y cobalto en la proporción 3:2. El orden de colocación es primero Co y luego azufre y la fórmula será: Co2S3

óxido de hierro(2+)

El compuesto contiene hierro y oxígeno; el anión óxido tiene carga -2 y el hierro +2, luego para conseguir que la suma de la parte positiva y negativa sea cero, la proporción ha de ser 1:1 y la fórmula es: FeO

cloruro de calcio

Sustancia formada por calcio y cloro; el nombre no incluye ninguna indicación , ya que no hay ambigüedad: el anión cloruro tiene carga -1 y el catión Ca tiene carga +2, la proporción ha de ser 1:2 y la fórmula será: CaCl2

A. Nomenclatura de composición: Se lee la fórmula de derecha a izquierda y la proporción entre los átomos se puede indicar:

� mediante prefijos multiplicadores: mono, di, tri, Secuencia: nombre de elemento de la derecha con el sufijo –uro (salvo el oxígeno que se nombra como óxido), la preposición de y por último el nombre del elemento de la izquierda.

� mediante el número de oxidación: la misma secuencia, pero colocando al final del nombre entre paréntesis y en números romanos el número de oxidación del elemento escrito a la izquierda.

� mediante el número de carga: sólo válida para los compuestos iónicos, con lo que debemos estar seguros de que el compuesto tiene esa naturaleza, por lo tanto no es muy aconsejable. La misma secuencia poniendo después del nombre de cada elemento, entre paréntesis, la carga del ión en nº arábigos. Recuerda que si no existe ambigüedad, la carga del anión se puede omitir, pero no se puede hacer lo mismo con la del catión.

���� ���� Cuando los elementos tienen un único estado de oxidación, no se indica en el nombre del compuesto.

���� Las combinaciones binarias del O con los elementos del grupo 17, supone una novedad: el O debe escribirse a la izquierda de la fórmula: OF2 difluoruro de oxígeno o fluoruro de oxígeno (II) OCl2 dicloruro de oxígeno o cloruro de oxígeno (-II)

���� Combinaciones binarias del H: el H actúa con número de oxidación -1 cuando se combina con metales y elementos de los grupos 13, 14 y 15, mientras que si se combina con los no metales de los grupos 16 y 17 actúa con nº de oxidación +1. Las disoluciones acuosas de estos compuestos tienen carácter ácido (HIDRÁCIDOS) y se han nombrado tradicionalmente con la palabra ácido + nombre del elemento con la terminación –hídrico.

La IUPAC desaconseja el uso de este tipo de nombres que no denotan una composición definida. Aun así no está de más que los conozcas porque son muy comunes en la bibliografía.

���� En las combinaciones de un metal y un no metal (sales binarias) se nombra primero el no metal con la terminación –uro y a continuación el metal usando prefijos de cantidad o el nº de oxidación del metal. NiS sulfuro de níquel o sulfuro de níquel(II)

B. Nomenclatura de sustitución: Considera como compuestos “padres” los hidruros de los grupos 13 al 17, que reciben nombres específicos. Se admiten nombres comunes: amoniaco (NH3) y agua (H2O)

COMPUESTOS TERNARIOS

Son compuestos que están formados por tres átomos de distinta naturaleza, por tres elementos diferentes. En este grupo se incluyen los HIDRÓXIDOS, los OXOÁCIDOS y las OXOSALES.

• HIDRÓXIDOS: compuestos iónicos formados por el anión (OH)- y un catión metálico o algún otro (ión amonio NH4+). La

estequiometría debe ser la adecuada, para que el nº de cargas (+) sea igual al de (-) ⇒ se tiene que cumplir que nº de (OH)- = carga positiva del catión.

Para formularlos se escribe primero el símbolo del catión y luego el del hidróxido y se colocan los subíndices siguiendo las indicaciones de los prefijos multiplicadores; en caso de usar el nº de oxidación o el de carga, se colocan los grupos (OH), necesarios para que la suma de la parte positiva y la parte negativa sea cero. Si el subíndice del grupo (OH) fuese 1, ni se escribe el número ni se escribe el paréntesis en la nomenclatura del número de oxidación pero si en la del número de carga.

Para nombrarlos: hidróxido + de + nombre del catión; se utilizan prefijos di-, tri-… para indicar la cantidad de (OH) o bien los números de oxidación o de carga del otro elemento.

63. Formular los siguientes óxidos: ► óxido de hierro(II)

► óxido de calcio

► óxido de plomo(4+)

► óxido de sodio

► dióxido de carbono

► óxido de estaño(2+)

► dicloruro de pentaoxígeno

► óxido de fósforo (III)

► trióxido de azufre

► dibromuro de heptaoxígeno

64. Completar la siguiente tabla:

Fórmula N. composición (prefijos) N. composición (nº oxidación/nº carga)

Óxido de arsénico(III)

O7I2

P2O5

Ni2O3

Trióxido de dialuminio

MgO

dióxido de selenio

CuO

65. Formular los hidruros: ► hidruro de cobalto(3+)

► seleniuro de hidrógeno

► hidruro de plomo(IV)

► tetrahidruro de carbono

► cloruro de hidrógeno

66. Completar la siguiente Tabla:

Fórmula N. composición (prefijos) N. composición (nº oxidación) N. composición (nº carga)

AuH3

Hidruro de plomo (II)

Dihidruro de bario

Hidruro de cromo(3+)

PtH4

NH3

Tetrahidruro de estaño

Sulfuro de hidrógeno

Hidruro de niquel(III)

Óxido de mercurio(2+)

CuH2

67. Completar la siguiente Tabla:

Fórmula N. composición (prefijos) N. composición (nº oxidación)/(nº carga)

BeO

Hidróxido de platino(IV)

Cloruro de cobre(I)/ cloruro de cobre(1+)

Óxido de hierro

Diyoduro de plomo

KOH

Óxido de aluminio(3+)

Sulfuro de plata(1+)

MgH2

ÁÁÁtttooommmooosss,,, mmmooolllééécccuuulllaaasss yyy cccrrriiissstttaaallleeesss Un elemento químico es una sustancia pura formada por átomos iguales. Cada elemento se representa mediante un símbolo.

Tantos elementos distintos... es fácil hacerse un lío. Para evitarlo, en el siglo XIX, Mendeleiev, ordena los elementos conocidos en una tabla periódica. La tabla actual se basa en la que él elaboró, y en ella los elementos se colocan en orden creciente de número atómico, en siete filas o períodos y en dieciocho columnas o grupos. Los elementos se clasifican en metales, no metales, semimetales y gases nobles. Cuanto más a la izquierda y más abajo esté un elemento, mayor es su carácter metálico. Las propiedades químicas de un elemento dependen de sus electrones de valencia, los que ocupan la última capa del átomo. Los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, y por tanto, propiedades semejantes. EL ENLACE QUÍMICO: Es la unión entre átomos de manera que la energía de la estructura resultante sea menor que la de los átomos por separado ¿Por qué se unen los átomos? Los gases nobles son muy estables, y están en la naturaleza aislados, ya que tienen su capa de valencia completa con OCHO electrones. Todos los átomos quieren ser así de estables, y para ello pierden, ganan o comparten electrones de su capa más externa. Los átomos se enlazan con otros para conseguir la configuración estable de gas noble. Así forman un enlace químico. Básicamente hay tres tipos de enlace: Enlace Iónico: tiene lugar entre los iones (+) y (-) que se forman por transferencia de electrones de un metal a un no metal, originándose estructuras cristalinas. La sal común, esa que utilizamos para cocinar, es un compuesto iónico NaCl, cloruro sódico, que puede obtenerse del agua marina (salinas) o de las minas. En España los dos yacimientos más importantes están en Cardona, ya abandonado (Barcelona) y Cabezón de la Sal (Cantabria). A lo largo del litoral español hay varias salinas: Torrevieja y Santa Pola (Alicante), San Pedro del Pinatar (Murcia), etc. Enlace Covalente: tiene lugar entre átomos de elementos no metálicos que comparten electrones, se forman moléculas. Así, en la molécula de Cl2, los átomos de cloro comparten un par de e- y se formará un enlace covalente sencillo. En la molécula O2, los átomos de O comparten dos pares de electrones, formando un enlaces covalente doble. Hay un tipo especial de compuestos covalentes (SiO2, diamante y grafito) que forman redes gigantes, en los que no existen moléculas (cristales covalentes). Enlace Metálico: tiene lugar por la unión entre átomos de un metal, que al tener pocos electrones de valencia, consiguen la estabilidad, haciendo que estos entren a formar parte de "un fondo común", una nube electrónica que rodea a los iones positivos que están ordenados en una red tridimensional y responsable dela conductividad térmica y eléctrica de estos materiales

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68. Definir enlace químico. Explica por qué se unen los átomos. ¿Qué tipos de átomos se unen en los diferentes tipos de enlace?

69. Dados los átomos de números atómicos Z = 19 y Z = 17, explica detalladamente el tipo de enlace que tendrá lugar entre ambos elementos y describe las propiedades del compuesto que forman.

70. Dadas las siguientes sustancias químicas, explica qué tipo de enlace existirá entre sus átomos. a) CO2 b) Na2O c) Cu d) NH3 e) Ag

71. Un compuesto químico tiene las siguientes propiedades: es sólido a temperatura ambiente, no conduce el calor ni la electricidad, tiene un punto de fusión muy alto y es insoluble en agua. ¿De qué tipo de compuesto se trata?

72. De entre las siguientes sustancias: NaCl, Ag, C (diamante), H2, Fe

a. Explica cuáles se disuelven en agua.

b. Explica cuál tendrá mayor punto de fusión.

c. Explica cuál estará formada por moléculas.

d. Explica cuáles serán conductoras en estado sólido y en estado fundido.

73. ¿de dónde procede el nombre de los elementos químicos?

Averigua la procedencia de los nombres de estos tres elementos; Vanadio, Wolframio y Platino, así como el país dónde fueron descubiertos.

74. Rellena con las palabras adecuadas.

A lo largo del siglo XIX con objeto de presentar de modo racional los conocimientos de la Química, se creyó que podría ser muy útil……….………………….. los elementos de algún modo que reflejase las relaciones existentes entre ellos. Tras varios intentos, en 1869, el químico ruso D…………………… presentó una tabla en la que aparecían los elementos agrupados en diversas familias. En la actualidad se disponen los elementos por orden creciente de ………..…………… atómico. Dicha tabla es una expresión de las relaciones que existen entre los ……………….……….. químicos. Por eso, favorece su estudio y nos permite deducir muchas de sus …..………………………. con sólo saber su situación en ella. Las 7 filas horizontales reciben el nombre de ………………………….. y las 18 filas verticales o columnas se llaman ………………. Algunos de estos tienen nombres especiales; así ocurre con el 16, los ……………….. (O,S,Se,Te); el 17, los ………………………… (F,Cl,Br,I), o el 18, los gases ……………..….. (He,Ne, Ar,...).

75. Responde si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. Las sustancias que se hallan como átomos aislados son gaseosas a temperatura ambiente ___ b. Un enlace es covalente cuando se transfieren electrones entre los átomos unidos ___

c. Los átomos de las moléculas diatómicas ( N2 o Cl2) están unidos por enlaces covalentes ___

d. Un enlace es iónico cuando hay compartición de electrones entre los átomos unidos ___

e. En los metales los electrones están muy unidos a los núcleos atómicos ___

f. Los metales son buenos conductores de la electricidad ___

g. Los compuestos iónicos son siempre sólidos a temperatura ambiente ____

76. Hoy día se conocen hasta 115 elementos químicos, pero muchos de ellos están en cantidades minúsculas en la Tierra y solo unos pocos son abundantes en la corteza terrestre y otros tantos entran en la composición de la materia viva (Bioelementos). De los elementos que componen principalmente los seres vivos:

a. ¿cuáles son los denominados Bioelementos primarios? Localízalos en la tabla adjunta

b. ¿cuáles son los denominados Bioelementos indispensables?

c. De los Bioelementos secundarios, ¿cuáles son metales y qué funciones desempeñan?

CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL

No existe una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo. Por ello los Químicos idearon el concepto de masa relativa y crearon una escala relativa adoptando como unidad de referencia, unidad de masa atómica (u): la doceava parte de la masa del átomo de C-12.

Para facilitar nuestros cálculos medimos la masa de gran cantidad de átomos. Cuando en la Tabla Periódica leemos: masa atómica del N = 14,006 g, no se trata de la masa de un solo átomo. Hablamos de la masa de un número muy grande de átomos, que es siempre el mismo:

602.000. 000.000. 000.000. 000.000 = 6,02 x 1023

Realmente un número muy grande, que tiene nombre propio, se llama NÚMERO DE AVOGADRO

Entonces ahora sabemos que con la masa atómica nos referimos a la masa de todos esos átomos.

Una nueva palabra: “MOL” del latín (montón), es una unidad de cantidad del tipo de la “docena” o el par, pero mucho más grande, ya que no representa ni doce, ni dos entidades, un mol son 6,02.1023 entidades.

MOL: cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 g de carbono 12. Cuando se usan moles, la entidad elemental debe especificarse y pueden

ser átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

► 1 mol de un elemento tiene una masa en gramos igual al nº que expresa su masa atómica en “u” ► 1 mol de un compuesto tiene una masa en gramos igual al nº que expresa su masa molecular en “u” Decimos, por ejemplo: 1 mol de átomos de cobre tienen una masa de 63,54 g y 1 mol de moléculas de agua tiene una masa de 18 g. Cada vez que hablamos de MOLES hay que aclarar si se trata de moles de átomos, de moléculas, etc.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL: La fórmula de un compuesto químico, es siempre la misma, por eso cada elemento siempre está en la misma proporción, siempre hay el mismo número de átomos en él. Se puede determinar fácilmente el porcentaje de cada elemento en cada compuesto, dividiendo la masa de éste por la masa molecular y multiplicando por cien.

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77. ¿qué es el MOL?

78. Un compuesto orgánico tiene la siguiente fórmula molecular: C18H18O18. Calcula la masa de las moléculas de esta sustancia y su composición centesimal. (masas atómicas C=12; H=1; O=16)

79. Calcula la masa molecular de las sustancias:.(masas atómicas N:14; O:16 ; Al:27 ; Ag: 108; Mg:24 ; S:32 ; C:12)

a. Nitrato de plata AgNO3 b. Sulfato de aluminio Al 2(SO4)3 c. Carbonato magnésico MgCO3

80. ¿cuál es la masa molecular del O2? ¿cuántas moléculas hay en 0,5 moles de O2? ¿cuántos átomos hay en 0,5 moles de O2? (Masa atómica O:16; NA= 6,02.1023 )

81. ¿Cuántos átomos de oro hay en 12 moles de esta sustancia? (Masa atómica del oro:197)

82. ¿cuál es la masa en gramos de un átomo de boro que tiene de masa 10,013 u? Dato: 1 u = 1,66. 10-27 Kg)

83. ¿qué compuesto tiene mayor porcentaje de oxígeno, el agua H2O o el dióxido de carbono CO2? (masas atómicas H:1 ; O:16 ; C:12)

84. Hallar el número de moles, el número de moléculas y el número de átomos contenidos en 150 ml de agua. Datos: d agua = 1 g/ml; masas atómicas H=1; O=16; NA= 6,02.1023)

85. Determinar la masa de 3.1023 moléculas de bicarbonato sódico (NaHCO3). Datos: masas atómicas H=1; O=16; C=12; Na=23; NA= 6,02.1023)

RRReeeaaacccccciiiooonnneeesss qqquuuííímmmiiicccaaasss... En la naturaleza se producen continuamente cambios. Los cambios físicos son aquellos en los que ninguna sustancia se transforma en otra diferente, mientras que en los cambios químicos unas sustancias se transforman en otras con naturaleza y propiedades diferentes.

Las sustancias que hay antes de producirse el cambio químico y que desaparecen, se llaman REACTIVOS y las sustancias que se generan después de producirse el cambio, PRODUCTOS. Muchos de los reactivos y productos químicos pueden ser peligrosos por diferentes causas. Por ello, se debe indicar en su envase (pictogramas) las advertencias y medidas de precaución a adoptar a la hora de manipularlos. Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas: se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha. Los reactivos y productos de una reacción pueden estar en diferentes estados, que se indican detrás de la fórmula de la sustancia y entre paréntesis, con la notación: (s) sólido; (l) líquido; (g) gas y (aq) sustancia disuelta en agua.

Para que se verifique una reacción química ha de producirse:

• Una ruptura de enlaces en los reactivos, lo que generalmente implica aportar energía. • Una reorganización de los átomos de forma distinta. • La formación de nuevos enlaces en los productos, lo que generalmente supone un desprendimiento de energía.

En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir:

Energía aportada > Energía desprendida. La reacción absorbe energía (calor). Reacción endotérmica. Energía aportada < Energía desprendida. La reacción desprende energía (calor). Reacción exotérmica. Como en el transcurso de una reacción, los átomos solo se reorganizan, ha de haber el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos, es decir se conserva la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos (Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier). AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS: consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes estequiométricos) para garantizar que haya el mismo número de átomos en los reactivos y en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos. Los coeficientes estequiométricos pueden ser números enteros (1) o fraccionesa (2), pero NUNCA podemos modificar una fórmula para ajustar una ecuación.

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONA LA ECUACIÓN AJUSTADA: En caso de que las sustancias sean gases y siempre que se midan en las mismas condiciones de presión y temperatura, la relación en moles se puede establecer como relación en volumen: en el ejemplo 2 L de H2 reaccionan con 1 L de O2 para dar 2 L de agua.

“Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de moléculas” (Hipótesis de Avogadro)

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: s e realizan para determinar la cantidad de sustancia que se obtiene en una reacción a partir de cantidades conocidas de reactivos, o cualquier otra cantidad desconocida en una reacción. Cuando los reactivos reaccionan en una relación distinta de la estequiométrica hay un reactivo que se consume totalmente (reactivo limitante) y uno o más reactivos que quedan en exceso.

El reactivo limitante, no necesariamente tiene que ser el que está en menor cantidad. El concepto de reactivo limitante es el mismo que se usa en la cocina cuando queremos hacer cualquier preparación: si vamos a hacer una tarta y tenemos menos cantidad de algún ingrediente, debemos ajustar las proporciones a ese ingrediente y hacer una tarta más pequeña.

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86. ¿cuáles son las características de un

cambio químico?

87. Indica si los siguientes procesos son físicos o químicos:

a. Elevar la temperatura de una masa de agua desde 25ºC hasta 70ºC …………. b. Calentar una muestra de clorato potásico hasta que se desprende un gas y se forma un residuo sólido……. c. Fundir una pieza de estaño……. d. Disolver sal en agua …… e. Un incendio ….. f. Acelerar un coche ….. g. La salida del sol ….. h. La digestión de los alimentos …. i. La oxidación de un trozo de hierro …

88. Al reaccionar 2 g de hidrógeno (H2) con 71 g de cloro (Cl2) se obtienen 73 g de cloruro de hidrógeno (HCl). Calcular cuántos gramos de cloruro de hidrógeno se obtendrían al hacer reaccionar 2 g de H2 con 75 g de Cl2

89. Ajusta las siguientes reacciones químicas:

2 2

2 3

4 2 2 2

2 2

2 2

.

.

...

a CO O COb Al S Al Sc CH O O CO H Od ZnS O SO ZnOe Na H O NaOH H

+ →+ →

+ → ++ → +

+ → +

90. El butano (C4H10) es un conocido combustible gaseoso de uso todavía muy extendido. Escribe su ecuación de combustión y ajústala.

91. Ajusta la siguiente ecuación química y completa la tabla: 2 2 3N H NH+ →

Masas atómicas: N=14; H=1.

92. El metano (CH4) reacciona con el oxígeno(O2) del aire, para producir dióxido de carbono y agua.

a. Escribe la ecuación ajustada. b. ¿cuántos moles de metano y de oxígeno son necesarios para obtener 5 moles de CO2? c. ¿cuántos gramos de metano y de oxígeno son necesarios para obtener 450 g de CO2?

Masas atómicas: C=12; H=1; O=16.

93. El magnesio es un metal muy activo que reacciona con el ácido clorhídrico: 2 2Mg HCl MgCl H+ → +

a. Ajusta la ecuación y calcula cuántos gramos de ácido reaccionan completamente con 10 g de Mg. b. Halla la masa de hidrógeno y de cloruro de magnesio que se obtiene.

Masas atómicas Mg= 24; H=1; Cl:35,5

94. El etanol (C2H6O) reacciona con el oxígeno del aire (O2) para producir dióxido de carbono y agua. Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente a dicho proceso y determina los gramos de etanol necesarios para que reaccionen 1,5 Kg de O2.

Masas atómicas H=1; O=16 ; C=12

95. Considera la reacción: 3 22 2CaCO HCl CaCl CO H O++ → +

Si reaccionan 2,5 Kg de carbonato cálcico, calcula los gramos de cloruro cálcico y de agua que se obtienen y el número de moléculas de ácido clorhídrico, que se necesitan para que reaccionen los 2,5 Kg de carbonato cálcico. Masas atómicas C=12; O=16; H=1; Cl=35,5; Ca=40.

96. Las reacciones químicas tanto industriales como naturales, así como las reacciones de la actividad humana, como la combustión de la gasolina y el carbón de calefacción, influyen en el medio ambiente pudiendo contaminar éste de sustancias tóxicas o que produzcan efectos nocivos en él. La contaminación puede producirse tanto en el aire, como en las aguas como en el suelo. Busca información acerca de:

- el efecto invernadero: ¿qué sustancia es la principal causa de este efecto?, ¿en qué consiste? ¿qué peligros conlleva?

- ¿cuál es el origen de la lluvia ácida? - La capa de ozono: ¿qué productos ocasionan la destrucción de la capa de ozono? ¿qué riesgos para la salud

supone el debilitamiento de dicha capa.