FÍSICO-QUÍMICA 2° AÑO. E.E.S.T.N°8 “JORGE NEWBERY ......11) Explicar con un esquema y en 5 a...

FÍSICO-QUÍMICA 2° AÑO. E.E.S.T.N°8 “JORGE NEWBERY” PENDIENTES DE ACREDITACIÓN (PREVIAS).

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CONTENIDOS A EVALUAR:

•Estados de la materia. Organización de los tres estados: sólido, líquido y gaseoso.

•Cambios de Estados.

• Modelo cinético-molecular. Las variables que afectan el estudio del estado gaseoso:

volumen, presión, temperatura y masa.

•Las leyes experimentales sobre el estado gaseoso: Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac.

Ecuación de estado para el gas ideal.

•Sistemas homogéneos: soluciones y sustancias.

•Separación de componentes de una solución: destilación, destilación fraccionada,

evaporación, cristalización.

•Clasificación de las soluciones en función de la concentración y la temperatura: saturadas, no saturadas, sobresaturadas. •Los componentes universales del átomo: electrones, protones y neutrones. •Ubicación espacial: núcleo y nube electrónica. •Número atómico. •Introducción a la tabla periódica. Grupos y períodos. Metales, no metales. •Conductores y aislantes.

• Imanes naturales y artificiales ① A CONTINUACIÓN SE PRESENTA UN MODELO DE EJERCICIOS Y PREGUNTAS TEÓRICAS.

② NO SIGNIFICA QUÉ SE TOMARÁ CON EXACTITUD LOS MISMOS EJERCICIOS. LAS

PREGUNTAS SE SELECCIONARÁ DEL CUESTIONARIO.

SE ADJUNTA:

•MATERIAL DE APOYO EN CADA CONTENIDO (NO COPIAR). SE RECOMIENDA RESOLVER LOS

EJERCICIOS QUE ESTÁN EN LA GUÍA DE ORIENTACIÓN

•TABLA PERIÓDICA.

•NO OLVIDAR CONSULTAR “BIBLIOGRÁFIA PREVIOS 2º AÑO”, EN ÉL ENCONTRARÁS LAS PÁGINAS

SELECCIONADAS DEL LIBRO UTILIZADO EN 2019 (PDF)

•VER TAMBIÉN MODELO DE EVALUACIÓN (PDF)

NO IMPRIMIR


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PERÍODO DE AISLAMIENTO SOCIAL PREVENTIVO Y OBLIGATORIO 2020

El criterio de aprobación de la materia estará compuesto por los siguientes puntos:

-Uso del vocabulario específico en forma escrita.

- Correcta comprensión y resolución de las consignas.

- Prolijidad y orden.

- Ortografía

-Presentación correcta según las consignas dadas y el tiempo fijado.

-Se aprueba con el 70 % de los contenidos rendidos de forma satisfactoria en modalidad escrita.

• (70% DE LOS EJERCICIOS Y 70% DE LAS PREGUNTAS TEÓRICA. LA EVALUACIÓN CONSTA DE

RESOLUCIÓN DE EJERCICIOS Y PREGUNTAS TEÓRICAS)

-EL EXAMEN TENDRÁ UNA DURACIÓN DE 2 HORAS.

- CONSULTAS DEL 22/6 AL 26/6, EN LOS HORARIOS PUBLICADOS EN CLASSROOM.

-IMPORTANTE: SE DEBE RESPETAR DÍA Y HORARIOS DE CONSULTAS.

-EL EXAMEN SE REALIZARÁ EN HOJA DE CARPETA CON NOMBRE Y APELLIDO, NÚMERO DE DNI.

-NO SE PERMITIRÁ REALIZARLO EN WORD.

- SE PUBLICARÁ EN EL BLOG DE LA ESCUELA LOS DOCENTES A CARGO Y CÓDIGO DE CLASSROOM.


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MODELO DE CUESTIONARIO:

1) La materia que forma los materiales se puede representar en diferentes estados, nombrar los más conocidos.

2) ¿Cuál es la diferencia entre propiedades intensivas y extensivas? 3) Completar el siguiente cuadro de acuerdo con el MODELO CINÉTICO CORPUSCULAR

(MCC)

ESTADO DE LA MATERIA

PROPIEDADES MACROSCÓPICAS DE LA MATERIA

EXPLICACIÓN SEGÚN MCC

•Si en un proceso mecánico la presión se mantiene constante durante todo su

desarrollo, a dicho proceso se lo clasifica como ISOBÁRICO.

•Cuando en el proceso la variable que se mantiene constante es el volumen, se lo

denomina ISOCÓRICO.

•Y si la variable que no se modifica es la temperatura, el proceso es ISOTÉRMICO.

4) Completar con las siguientes palabras: ISOBÁRICO, ISOCÓRICO, ISOTÉRMICO.

a) Si en un proceso la temperatura permanece constante, se dice que es un

proceso …………………………………………………………………………………………………………….

b) Un proceso es ..................................................... cuando el volumen

permanece constante.

c) Si en un proceso la presión no varía, dicho proceso es .....................................

5) Ley de BOYLE MARIOTTE:

a) Escribir la ecuación de la ley. ...............................................................................

b) ¿Qué variable permanece constante en este proceso? .......................................

c) ¿Por lo tanto es un proceso isobárico, isocórico o isotérmico? ...........................

6) Ley de GAY-LUSSAC:

a) Escribir la ecuación de la ley. ................................................................................



7) Ley de CHARLES y GAY-LUSSAC:

a) Escribir la ecuación de la ley. ................................................................................




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8) ¿Cuáles son las 4 variables que se deben tener en cuenta al estudiar un gas?

9) ¿Qué se entiende por presión atmosférica?

10) ¿Con qué instrumentos se puede medir la presión?

11) Explicar con un esquema y en 5 a 7 renglones la experiencia de Torricelli para medir la

presión atmosférica.

12) Definir:

a) Solución

b) Soluto

c) Solvente.

13) Explicar cuando una solución se encuentra diluida, concentrada, saturada y

sobresaturada. Dar ejemplo de cada una de ellas.

14) ¿Cuál es la diferencia entre fenómenos físicos y fenómenos químicos? 15) ¿A qué se denomina materia? 16) ¿A qué se denomina átomo? 17) ¿A qué se denomina molécula? 18) Nombrar los polos de un imán. Dibujar

19) Indicar las diferencias entre buenos conductores de electricidad y aislantes.

20) ¿Qué es la corriente eléctrica?

MATERIAL DE APOYO

MODELO DE EJERCICIOS:

•ESTADOS DE LA MATERIA

Es fácil observar que la materia se presenta de forma diversa en la naturaleza es la cualidad que llamamos estados de la materia, que son:

- Sólido. (Poseen forma y volumen constante) - Líquidos (Volumen constante y forma variable) - Gaseosos (No poseen forma ni volumen constantes)


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•CAMBIOS DE ESTADOS

El esquema siguiente nos muestra las diferentes posibilidades de cambio de estado de los cuerpos.

Fusión. Es el pasaje del estado sólido al líquido. Se produce por acción del calor. A una

determinada temperatura (temperatura de fusión), la fuerza de atracción entre las moléculas

disminuye y el cuerpo sólido pasa al estado líquido. Por ejemplo: el hielo, por acción del calor

funde, es decir se convierte en líquido. Lo mismo ocurre con el plomo, el azufre, el hielo.

Solidificación. Es el pasaje del estado líquido al sólido. Se produce por disminución de

la temperatura. Por ejemplo: el agua, por enfriamiento, solidifica y se transforma en hielo.

Vaporización. Es el pasaje del estado líquido al gaseoso. ~4~

Cuando se produce en toda la masa del líquido se denomina ebullición, que ocurre por

aumento de temperatura o disminución de la presión. La vaporización que sólo tiene lugar en

la superficie del líquido y que se produce a cualquier temperatura se llama evaporación.

El agua contenida en un recipiente se evapora a la temperatura ambiente (entre 4ºC y 100ºC),

pero solo hierve (ebulle) cuando la temperatura es de 100º C (punto de ebullición del agua a

presión atmosférica normal)

Licuación o condensación. Es el pasaje del estado gaseoso al líquido. Se produce por

disminución de temperatura o aumento de presión, o bien cuando se modifican

simultáneamente ambos factores. Así, por ejemplo, el aire sometido a bajas temperaturas y a

altas presiones se licua, transformándose en aire líquido.

Todos los gases, como el oxígeno y el cloro, pueden ser licuados.

Sublimación. Es un proceso doble que consiste en el pasaje del estado sólido al

gaseoso y del gaseoso a sólido sin pasar por el estado líquido. Ejemplo: por acción del calor el

yodo se transforma en vapor, que al chocar contra una superficie fría se convierte nuevamente

en yodo sólido. El alcanfor, la naftalina y el hielo seco (dióxido de carbono sólido) también

pueden sublimar.

VOLATILIZACIÓN

SUBLIMACIÓN


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Volatilización. Es una de las partes de la sublimación; el pasaje de estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido.

EJERCICIOS

1)- Indicar el nombre de los siguientes pasajes de estado enunciados a continuación:

a) Calentamos manteca. ..................................................................................................

b) Sacamos el gas de un encendedor. .............................................................................

c) Calentamos una bolita de naftalina. ...........................................................................

d) Ponemos jugo en el freezer. .......................................................................................

e) Luego de bañarnos con agua muy caliente, vemos el espejo del baño empañado

¿Qué pasajes de estado intervinieron? ............................................................................

2) Marcar con una X la respuesta que consideren correcta:

- La evaporación es una de las formas de la:

a) licuación. b) sublimación.

c) condensación. d) vaporización.

- La volatilización es una de las formas de la:

a) licuación. b) sublimación.

c) condensación. d) vaporización.

- Se llama licuación el pasaje de:

a) agua líquida a vapor de agua. b) cobre sólido a cobre líquido

c) oxígeno gaseoso a oxígeno líquido. d) azufre líquido a azufre sólido.


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LOS GASES Y SUS LEYES

Las sustancias pueden existir al menos en tres estados, sólido, líquido y gaseoso. La diferencia

sustancial si viéramos sus moléculas sería la separación entre ellas. (fig1) En un gas, las

moléculas están separadas por distancias que

son grandes en comparación con el tamaño de

las moléculas. Los estados de la materia pueden

ser convertidos entre ellos, mediante la

aplicación de energía, pero no cambian de

composición.

Los gases carecen de forma propia y no tienen

volumen definido, ¿qué pasa en los recipientes que los contienen?

pues adoptan la forma del recipiente, como lo que sucede con un

globo. La mayoría no se puede ver, aunque algunos tienen un olor

característico.

Los gases poseen las menores densidades entre los estados de la

materia, como lo podemos observar en la mezcla de agua y aire en un

vaso invertido, ¿Dónde se encuentra el aire? ¿Dónde se encuentra el

agua? (fig2)

Teoría cinético – molecular de los gases.

La teoría molecular establece que el calor y el movimiento están relacionados entre sí,

considerando que todas las partículas de la materia están en constante movimiento. Como

estamos estudiando los gases, esta teoría se llama teoría cinético – molecular de los gases.

Esta teoría permite describir el movimiento de las partículas, para ello acuerda los siguientes

supuestos:

a) Los gases están formados por moléculas.

b) Si aumenta la temperatura del gas, aumenta el movimiento de sus moléculas.

c) Las moléculas que forman los gases, presentan un movimiento continuo y desordenado,

chocando unas con otras y con las paredes del recipiente que las contiene. Los choques entre

las moléculas son perfectamente elásticos, esto quiere decir que la energía de una partícula se

entrega a la otra pudiendo continuar en constante movimiento.

d) El constante choque de las moléculas con el recipiente que las contiene se llama presión.

e) No existen fuerzas de repulsión o atracción entre las moléculas que forman los gases,

debido a que se encuentran muy separadas.

f) La energía cinética promedio o cantidad de movimiento que presentan las moléculas de un

gas, es proporcional con la temperatura del gas medida en Kelvin.

Figura 1

Figura 2


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Propiedades de los gases

Difusión: es la propiedad en la que dos o más gases se pueden mezclar de

manera uniforme debido al movimiento de sus moléculas. Por ejemplo,

cuando abres un perfume y se puede sentir su aroma por toda la

habitación. Donde se mezcla el aroma con el aire de la habitación.

Fluidez: como las moléculas tienen

escasas fuerzas de unión entre ellas,

tienden a completar en forma indefinida y uniforme

todo el espacio en el que se encuentran. Por ejemplo,

cuando hay un gas encerrado en un recipiente, como un

globo inflado, basta una pequeña abertura para que el

gas salga.

Resistencia: es la propiedad de los gases de oponerse al

movimiento de los cuerpos, esto se debe a la fuerza de roce,

a mayor tamaño y velocidad del cuerpo, mayor será la

resistencia que oponen los gases al cuerpo en movimiento.

Compresión: se produce una disminución del volumen de un

gas debido a la presión aplicada, porque sus moléculas se

acercan entre sí. Por ejemplo, cuando se tapa el extremo de

una jeringa y se aplica una presión sobre el émbolo.

Presión de los gases

Para comprender los cambios que experimentan los gases en sus propiedades debemos

observar las variaciones en su volumen, temperatura y

presión.

El Volumen es el lugar que ocupa un cuerpo en el espacio.

La Temperatura es la medida de la energía cinética de las moléculas, o sea del

movimiento de las partículas.


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Y la Presión es la medida del efecto que una fuerza ejerce sobre una superficie.

La presión (P) depende de dos factores:

La fuerza aplicada (F). Mientras mayor es la fuerza aplicada, mayor es la presión

y el efecto sobre el cuerpo que la recibe.

Y la superficie (S) sobre la que se aplica la fuerza. Cuanto menor sea esa superficie, mayor es

la presión. Esto explica que la fuerza sobre ese cuerpo sea mucho más intensa.

FÓRMULA:

𝑷 = 𝑭

𝑺

En el sistema internacional (SI), la presión se mide en (N/m2), unidad que recibe el nombre de

pascal (Pa) que son Newton divididos por metros al cuadrado.

1 Pa = N/m2

Como el pascal es una unidad de presión muy pequeña, se usan otras unidades de medida,

como la atmósfera (atm), los milímetros de mercurio (mm Hg).

La presión de un gas es una medida de la fuerza que ejercen las moléculas del gas sobre una

determinada superficie (área) de las paredes del recipiente en que se encuentran. Mientras

mayor sea la frecuencia de choques de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente,

mayor será su presión.

Para medir la presión de un gas dentro de un recipiente se utiliza un instrumento llamado

manómetro. Este es un tubo con forma de U que contiene mercurio en su interior. Uno de los

extremos está cerrado y el otro está abierto, este último se conecta al recipiente que contiene

el gas y cuya presión se quiere conocer.

Se puede medir en: 760 mm Hg = 1 atm = 1013hPa


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La altura del mercurio permite conocer la presión del gas dentro del recipiente. Por ejemplo,

en la imagen, la altura (h) del mercurio es 120 mm. A partir de este valor se puede calcular la

presión del gas dentro del recipiente, utilizando la siguiente expresión:

Presión, volumen y temperatura

La presión es la medida del efecto que una fuerza (N= Newton unidad de medida de fuerza)

ejerce sobre una superficie o área (m2).

El volumen es la medida del espacio que ocupa un cuerpo o sustancia. Su unidad de medida

en el sistema internacional es el metro cúbico (𝐦𝟑), sin embargo a menudo se usa el litro (L).

La Temperatura es la medida del grado de movimiento (energía cinética) de las partículas de

un cuerpo. Su unidad de medida en el sistema internacional es el kelvin (K), sin embargo se

mide generalmente en grados Celsius (°C). (MÁS ADELANTE SE VERÁ CONVERSIÓN DE

UNIDADES)

•Las leyes de los gases estudian el comportamiento de una determinada masa de gas, si una

de las magnitudes en estudio (volumen, presión o temperatura) permanece constante.

P = h x g x d

P = presión

h= altura

g = aceleración de gravedad

d = densidad del mercurio h

h


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•Ley de Boyle Corresponde a las transformaciones que experimenta un gas cuando su temperatura permanece constante.

Lo cual tiene como consecuencia que:

-Si la presión aumenta el volumen disminuye

-Si la presión disminuye el volumen aumenta

EJEMPLOS:

1- A presión de 17 atm, 34 L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando un volumen de 15 L ¿Cuál será la presión que ejerce?

Solución:

Primero analicemos los datos:

Tenemos presión (P 1) = 17 atm

Tenemos volumen (V 1) = 34 L

Tenemos volumen (V 2) = 15 L

Claramente estamos relacionando presión (P) con volumen (V) a temperatura constante, por lo tanto sabemos que debemos aplicar la Ley de Boyle y su ecuación (presión y volumen son inversamente proporcionales):

Reemplazamos con los valores conocidos

Colocamos a la izquierda de la ecuación el miembro que tiene la incógnita (P 2) y luego la despejamos:


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Respuesta:

La nueva presión será de 38,53 atmósferas.

2- Una muestra de oxígeno ocupa 4.2 litros a 760 mm de Hg. ¿Cuál será el volumen del

oxígeno a 415 mm de Hg, si la temperatura permanece constante?

Lo primero que vamos analizar para la resolución del problema, son nuestros datos, saber que tenemos y que nos hace falta.

4.2 litros

760 mm de Hg.

415 mm de Hg.

?

Por lo que podemos observar el problema nos pide el volumen final es decir , vamos a utilizar la fórmula de Boyle-Mariotte e iniciaremos a despejar la variable que necesitamos para poder iniciar a resolver el problema.

Despejando >>

Sustituyendo nuestros datos.

Respuesta:

Nuestro volumen final es de litros.


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EJERCICIOS:

1) Un gas ocupa un volumen de 500ℓ a 10atm de presión. Si la temperatura permanece constante. ¿Cuál será su volumen a la presión de 2,4atm? Rta: 2083,33 ℓ

2) 10 litros de un gas soportan una presión de 650 mmHg ¿Qué presión deberá ejercerse sobre él para que su volumen se reduzca a 4 litros manteniendo constante la temperatura? Rta: 1625 mmHg

•Ley de Charles Corresponden a las transformaciones que experimenta un gas cuando la presión es constante.


-Si la temperatura aumenta el volumen aumenta

- Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

•Cuando se aplica la ley de Charles, se debe usar la temperatura absoluta. Para convertir la temperatura de ºC a kelvin (K) se suma 273. Ejemplo:

20 ºC + 273= 293 K

100 ºC + 273= 373 K

EJEMPLOS:

1) A presión constante un gas ocupa 1.500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que este gas se expanda hasta alcanzar los 2,6 L?

Solución:

Analicemos los datos:

Tenemos volumen (V 1) = 1.500 ml

https://2.bp.blogspot.com/-A6cJCFCYf54/VfcXU9Bj1WI/AAAAAAAAYNM/bj4t9Eh84Pw/s1600/Ley+de+Charles+4.png


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Tenemos temperatura (T 1) = 35º C

Tenemos volumen (V 2) = 2,6 L

Lo primero que debemos hacer es uniformar las unidades de medida.

Recuerda que el volumen (V) debe estar en litros (L) y la temperatura (T) en Kelvin.

V 1 = 1.500 mililitros (ml), lo dividimos por 1.000 para convertirlo en 1,5 L

T 1 = 35º C le sumamos 273 para dejarlos en 308 Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273 K) (Nota: En realidad son 273,15, pero para facilitar los cálculos prescindiremos de los decimales).

V 2 = 2,6 L, lo dejamos igual.

En este problema estamos relacionando volumen (V) con temperatura (T), a presión constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Charles (volumen y temperatura son directamente proporcionales).


Despejamos la ecuación:

Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar T 2:

1,5 L . T2 = 2,6 L .308 K

T2 =2,6 L .308 K

1,5 L

T2 = 533,86 K Respuesta:

Debemos subir la temperatura hasta los 533,86 K

2) ¿Qué volumen ocupa un gas a 30º C, a presión constante, si la temperatura disminuye

20º C ocupando 1.200 𝑐𝑚3?

Solución:




Tenemos volumen (V 2) = 1.200 𝑐𝑚3



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Recuerda que el volumen (V) debe estar en litros (L) y la temperatura (T) en Kelvin.

T 1 = 30º C le sumamos 273 para dejarlos en 303 Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273 K)

T 2 = 20º C le sumamos 273 para dejarlos en 293 Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273 K)

V 2 = 1.200𝑐𝑚3 los dividimos por 1.000 para convertirlo en 1,2 L.

En este problema estamos relacionando volumen (V) con temperatura (T) a presión constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Charles (volumen y temperatura son directamente proporcionales).


V1

303 K=

1,2 L

293 K


Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar V 1:

V1 .293 K = 1,2 L .303 K

V1 =1,2 L .303 K

293 K

V1 = 1,24 L

Respuesta:

A 30º C (303 K) el gas ocupa un volumen de 1,24 L.

EJERCICIOS:

1) Un litro de una sustancia gaseosa es calentada a presión constante desde 18 °C hasta 58 °C, ¿qué volumen final ocupará el gas? Rta: 1,13 ℓ

2) En condiciones de presión constante, una muestra de gas hidrógeno con un volumen inicial de 9,6 ℓ a 88 ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 ℓ. ¿Cuál es su temperatura final? Rta: 127,85 k


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•Ley de Gay-Lussac Corresponde a las trasformaciones que sufre un gas ideal cuando el volumen permanece constante.


-Si la temperatura aumenta la presión aumenta

-Si la temperatura disminuye la presión disminuye

•Cuando se aplica la ley de Gay- Lussac, se debe usar la temperatura absoluta. Para convertir la temperatura de ºC a kelvin (K) se suma 273. Ejemplo:

30 ºC + 273= 303 K

90 ºC + 273= 363 K

EJEMPLOS:

1) A volumen constante un gas ejerce una presión de 880 mmHg a 20º C ¿Qué

temperatura habrá si la presión aumenta en 1012 mm𝐻𝑔?


Tenemos presión P 1 = 880 mmHg

Tenemos presión P 2 =1012 mmHg

Tenemos temperatura T 1 = 20º C


Recuerda que la temperatura (T) debe estar en Kelvin, y que la presión (P) puede estar solo en atm o solo en mmHg en una misma ecuación.

P 1 = 880 mmHg, lo dejamos igual

https://1.bp.blogspot.com/-H0jAhtPKlLQ/VfcXa6ilkXI/AAAAAAAAYNU/j345f_Qt9ms/s1600/Ley+de+Gay-Lussac+2.png


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P 2 = 1.012 mmHg lo dejamos igual

T 1 = 20º C le sumamos 273 para dejarlos en 293 Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273 K) (Nota: En realidad son 273,15, pero para facilitar los cálculos prescindiremos de los decimales).

En este problema estamos relacionando presión (P) con temperatura (T) a volumen (V) constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Gay-Lussac (presión y temperatura son directamente proporcionales).



Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar T 2:

T2 =293 K .1012 mmHg

880 mmHg

𝑇2= 336,95 K

Respuesta:

Quedará a una temperatura de 336,95 K

2) Cuando un gas a 85º C y 760 mmHg, a volumen constante en un cilindro, se comprime, su temperatura disminuye a 28,34º C ¿Qué presión ejercerá el gas?

Solución


Tenemos presión P 1 = 760 mmHg

Tenemos temperatura T 1 = 85º C

Tenemos temperatura T 2 = 28,34º C


Recuerda que la temperatura (T) debe estar en Kelvin, y que la presión (P) puede estar solo en atm o solo en mmHg en una misma ecuación.

P 1 = 760 mmHg, lo dejamos igual

T 1 = 85º C le sumamos 273 para quedar en 358 K (recuerda que 0º C es igual a 273 K)

T 2 = 28,34º C le sumamos 273 para quedar en 301,34 K

En este problema estamos relacionando presión (P) con temperatura (T) a volumen (V) constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Gay-Lussac (presión y temperatura son directamente proporcionales).


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Desarrollamos la ecuación:

Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar P 2:

P2 . 358 K = 760 mmHg .301,34 K

P2 =760 mmHg .301,34 k

358 K

𝑃= 639,72mmHg

Respuesta

La presión baja hasta los 639,72 mmHg.

EJERCICIOS:

1) En un recipiente se encuentra cierta masa de un gas a una temperatura de -10°C y la

presión de 1,6 atm. Si se mantiene constante el volumen y se lleva el gas hasta 35°C ¿Cuál

será la nueva presión que soportará? Rta: 1,87 atm

2) Una cierta cantidad de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25 ºC y 0,8 atm. Si el

recipiente puede soportar una presión de hasta 2 atm. ¿Cuánto se puede elevar la

temperatura sin que se rompa el recipiente? Rta: 745 K

NOTA:

Las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) son:

P = 1atm = 760mm de Hg T = 0ºC = 273 K

El volumen será el que determine el sistema.


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REPASAMOS:

1) PASAJE DE UNIDADES DE PRESIÓN:

760 mm Hg = 1 atm = 1013hPa

a) Pasar 2 atm a mmHg.

b) Pasar 2 atm a hPa.

c) Pasar 1368 mmHg a atm.

d) Pasar 1368 mmHg a hPa.

e) Pasar 506,5 hPa a atm.

f) Pasar 506,5 hPa a mmHg.


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2) PASAJE DE UNIDADES DE VOLUMEN/CAPACIDAD:

•1 dm3 = 1l

•1 m3= 1kl

•1 cm3 =1 ml

a) Pasar 500 cm3 a:

I) dm3 =

II) ml =

III) l =

b) Pasar 1.2 l a:

I) ml =

II) cm3 =

III) dm3 =


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3) PASAJE DE UNIDADES DE TEMPERATURA:

a) Pasar 4 °C a K:

b) Pasar 310 K a °C:

c) Pasar 25 °C a K:

d) Pasar 268 K a °C:

DENSIDAD:

La densidad es una magnitud escalar referida a la cantidad de masa en determinado volumen

de una sustancia. Se expresa con la letra griega delta minúscula .

La densidad media es la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.

Fórmula: V

m donde:

densidad

m masa

V volumen

Las unidades más usuales de densidad son: 𝑔

𝑚𝑙⁄ , 𝑔

𝑐𝑚3⁄ , 𝐾𝑔

𝑙⁄ , 𝐾𝑔

𝑐𝑚3⁄

Para el pasaje de unidades se utilizan las fracciones equivalentes.

Ejemplo: l

g1050

ml

l

l

g

1000

1*1050

mlg

05,1


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Ejemplo 1:

¿Qué densidad tendrá una solución de 1500 cm3 y 1,9 kg?

V

m

31500

9,1

cm

kg

kg

g

cm

kg

1

1000*

1500

9,13

3267,1cm

g

Ejemplo 2:

Calcular la masa de una solución de 12 ml, cuya densidad es 1,84 g/ml.

V

m

ml

m

mlg

1284,1

mmlml

g12*84,1

mg 08,22

Ejemplo 3:

¿Qué volumen tendrá una sustancia de 28 g cuya densidad es 1,76 g/ml?

V

m

V

g

mlg 28

76,1

mlg

gV

76,1

28

mlV 91,15

EJERCICIOS:

Utilizando la fórmula de densidad, resolver las siguientes consignas:

1) Una sustancia de 40 g ocupa un volumen de 50 cm3. ¿Cuál es su densidad?

2) ¿Cuál es la densidad de un cubo sólido 60 kg que ocupa un volumen de 8 dm3?

Sistemas materiales

Para analizar una determinada sustancia, o varias conjuntamente, separamos una porción

adecuada para observarla y trabajar con ella. Esto es lo que llamamos un sistema material. Por

ejemplo: el agua contenida en un vaso, una mezcla de aserrín y arena, el gas encerrado en un

globo, etc.

•Sistema material: se llama sistema material a toda porción del universo que se aísla, real

o imaginariamente, para su estudio.

• Fase: se llama fase a todo sistema material que presenta las mismas propiedades

intensivas en todos sus puntos.

•Sistema material homogéneo: es aquel que presenta las mismas propiedades intensivas

en todos sus puntos. No posee superficies de separación. Está formado por una sola fase.

Ejemplo: agua y sal.


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•Las soluciones y las sustancias puras forman sistemas homogéneos.

•Las sustancias puras son los sistemas homogéneos formados por una sola sustancia.

Ejemplo: El azufre.

•Las soluciones son los sistemas homogéneos formados por dos o más sustancias puras.

Ejemplo: Solución de agua y alcohol.

•Sistema material heterogéneo: es aquel que presenta distintas propiedades intensivas en

por lo menos dos de sus puntos. Presenta superficies de separación. Está formado por dos o

más fases. Ejemplo: agua y arena.

•Solubilidad: Se dice que un sólido es soluble en un líquido cuando se disuelve en dicho

líquido; y esta solubilidad no es indefinida, sino que existe un valor máximo alcanzado el cual

ya el sólido no se disuelve. Ejemplo: agua y azúcar.

Cuando el sólido no se disuelve diremos que es insoluble. Ejemplo: Agua y azufre.

•Miscibilidad: El término miscible se aplica para indicar que dos líquidos se mezclan entre

sí. Ejemplo: agua y alcohol.

Cuando no se mezclan son inmiscibles. Ejemplo: agua y querosén.

AGUA

ARENA


24

•EJEMPLOS:

EJERCICIOS:

1) Completar el cuadro indicando con una cruz la opción correcta.

Soluble Insoluble Miscible Inmiscible

Sistema material homogéneo

Sistema material heterogéneo

Sal y agua

Alcohol y agua

Aceite y agua

Piedras y agua

Azúcar y agua

2) Clasificar los siguientes sistemas homogéneos en soluciones y sustancias puras:

a) Hierro:

b) Jugo (líquido):

c) Agua destilada:

d) Oxígeno:

e) Café (líquido):

f) Agua mineral:

a) Agua, aceite, vinagre y hierro.

Clasificación: HETEROGÉNEO

Cantidad de fases: 3

Sustancias que componen cada fase:

1) AGUA Y VINAGRE

2) ACEITE

3) HIERRO

b) Agua salada y alcohol.

Clasificación: HOMOGÉNEO

Cantidad de fases: 1

Sustancias que componen cada fase:

1) AGUA SALADA Y ALCOHOL

2)

3)


25

DESTILACÓN

Este método consiste en separar dos o más líquidos miscibles con diferentes puntos de

ebullición, primero por medio de la evaporación posteriormente por la condensación de las

sustancias. A través de esta operación se separan principalmente mezclas homogéneas de

líquidos. Por ejemplo, la separación del agua que hierve a los 100 ºC y de alcohol de vino de

mesa que hierve a 78ºC. Para llevar a cabo esta operación se utiliza un equipo de destilación.

En él se coloca la mezcla y se procede a calentarla. La sustancia con el menor punto de

ebullición es la primera que se evapora y pasa por el refrigerante. Es ahí donde se condensa y

se recibe en estado líquido en un recipiente. Así sucesivamente, hasta que se destilan todas las

sustancias puras que componen a la mezcla. Este método se utiliza para separar a las

diferentes fracciones del petróleo. Por este procedimiento también puede separarse una

mezcla de un sólido en un líquido, con la ventaja de que se pueden recuperar tanto el líquido

como el sólido, a diferencia de la evaporación.

EVAPORACIÓN

Es un método físico que permite separar un sólido de un líquido en una mezcla homogénea. Se

basa en que el punto de fusión del sólido es mayor al punto de ebullición del líquido. Se utiliza

cuando no hay interés en el líquido que se evapora, ya que este no se recupera, pasa a formar

parte del medio. Esta operación se emplea para separar la sal del agua de mar en las salinas. El

agua de mar almacenada en tanques abiertos se evapora poco a poco por los rayos de sol.


26

CRITALIZACIÓN

Este método se utiliza para separar una mezcla de un sólido en un líquido. La mezcla se

calienta para evaporar parte del disolvente. Posteriormente se deja enfriar la mezcla y el

soluto se precipita formando cristales. Se utiliza para separar el azúcar del agua en una

disolución azucarada. No se puede separar por evaporación, ya que el punto de fusión del

azúcar es menor al punto de ebullición del agua y lo que se obtiene es un caramelo y no la

separación de separación de las sustancias puras.

FILTRACIÓN

Se trata de una operación que permite separar mezclas heterogéneas de un sólido insoluble en

un líquido. Se hace pasar la mezcla a través de un papel filtro, el sólido se quedará en la

superficie del papel y el otro componente pasará. Es posible separar sólidos de partículas

sumamente pequeñas. Utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados. Es uno de los

métodos más simples de separación física, además de ser sencillo y barato. Seguramente lo

has usado, al colar en la cocina algún elemento.


27

DECANTACIÓN

Se utiliza para separar dos líquidos con diferentes densidades o una mezcla constituida por un

sólido insoluble en un líquido. Se trata de un método basado en la diferencia por densidades.

Si tenemos una mezcla de sólido y un líquido que no disuelve dicho sólido, se deja reposar la

mezcla y el sólido se va al fondo del recipiente. Si se trata de dos líquidos se coloca la mezcla

en un embudo de decantación, se deja reposar y el líquido más denso queda en la parte

inferior del embudo. En nuestra casa tenemos muchos ejemplos de mezclas que separamos

normalmente por este método, como el agua de tamarindo (la pulpa se va al fondo del

recipiente después de un tiempo de reposo y al momento de servirla estamos decantando).

También cuando queremos un caldo de pollo sin grasa, lo dejamos enfriar y por diferencia de

densidades la grasa queda en la superficie y con una cuchara lo retiramos.

IMANTACIÓN

Consiste en separar con un imán los componentes de una mezcla de un material magnético y

otro que no lo es. La separación se hace pasando el imán a través de la mezcla para que el

material magnético se adhiera a él. Por ejemplo, separar las limaduras de hierro (magnético)

que se hallen mezcladas con azufre en polvo (no magnético), para lo cual basta con mantener

con un imán el componente magnético.


28

TAMIZACIÓN

Tamización o también separación manual, se utiliza cuando la mezcla está formada por

partículas de diferentes tamaños. El instrumento utilizado se denomina tamiz; este método es

muy utilizado en el análisis de suelos y en la industria de las harinas.

Este método se utiliza para separar dos o más sólidos cuyas partículas posean diferentes

grados de subdivisión. Para ejecutar el tamizaje, se hace pasar la mezcla por un tamiz, por

cuyas aberturas caerán las partículas más pequeñas, quedando el material más grueso dentro

del tamiz. Un ejemplo en el cual se utiliza el tamizaje es para separar una mezcla de piedras y

arena.

EJERCICIOS:

1) Dados los siguientes sistemas materiales, identificar qué método de separación de

fases o de fraccionamiento utilizaría para apartar las componentes del sistema.

a) Sal gruesa y sal fina:

b) Tierra y limaduras de hierro:

c) Arena y agua:

d) Vinagre y alcohol:

e) Agua y sal:

f) Vinagre y aceite:


29

SOLUCIONES

Las soluciones están formadas por dos o más componentes y pueden presentarse en

cualquiera de los tres estados de la materia: Sólido, Líquido ó Gaseoso.

En las soluciones, se denomina solvente a la sustancia que disuelve a otras y

generalmente se encuentra en mayor proporción. A las sustancias disueltas por el solvente y,

habitualmente, en menor proporción, se las denomina solutos.

Cuando el agua forma parte de una solución, el criterio general es considerar que esta

es el solvente, aunque no se encuentre en mayor proporción, y a la solución se la denomina

acuosa.

Soluciones acuosas: las bebidas gaseosas y las sodas son soluciones cuyo soluto es el

dióxido de carbono; en agua se disuelven todos los líquidos cuyas partículas tienen afinidad

por este solvente.

Cualquier mezcla de gases, como el aire puro filtrado o el gas natural, resulta una

solución. Las soluciones líquidas pueden ser mezclas de gases con líquidos, como la soda; de

líquidos con líquidos, como el vinagre; o de sólidos con líquidos, como el café. Las soluciones

sólidas pueden ser mezclas de líquidos con sólidos, como las amalgamas (aleación en la que

uno de los componentes es el mercurio); o de sólidos con sólidos, como las aleaciones.

Soluciones diluidas, concentradas y saturadas

Según la cantidad de soluto que esté disuelta en un determinado volumen de solvente,

una solución puede ser: diluida, cuando contiene muy poco soluto disuelto; concentrada,

cuando presenta bastante soluto disuelto o saturada, cuando alcanza la máxima cantidad de

soluto que puede disolver.

Si se endulza una taza con café con dos o tres cucharaditas de azúcar, bastará con

revolver para que el azúcar se disuelva en el café. Pero, si se continúa agregando azúcar,

llegará un momento en que, por más que se revuelva, el azúcar quedará en el fondo de la taza

y no se logrará su disolución completa. Este tipo de solución se denomina sobresaturada. La

temperatura a la que se encuentre el solvente, en el momento de preparar una solución, es un

factor determinante de la cantidad de soluto que se pueda disolver.

Una solución es un sistema homogéneo fraccionable formado

por dos o más sustancias puras, que no reaccionan entre sí.


30

pueden ser

>

DILUIDAS: agua con un poco de sal disuelta.

SOLUCIONES

Formadas por dos o

más componentes,

denominadas

solvente y solutos.

>

CONCENTRADAS: agua con bastante sal disuelta.

>

SATURADAS: agua con bastante sal disuelta, no

admite más cantidad de sal.

>

SOBRESATURADAS: agua con mucha sal no disuelta.

Concentración de una solución

En una jarra que contiene un litro de agua, se disuelven cuatro cucharaditas de azúcar,

y en un vaso de ¼ litro de agua, dos. Al probar ambas soluciones no saben igual: es mucho más

dulce la solución que se preparó en el vaso que la que se preparó en la jarra. La solución del

vaso tiene mayor proporción de azúcar con respecto al volumen que la solución de la jarra.

Relación soluto y solvente

Jarra: Agua + 4 cuch. Azúcar Vaso: agua + 2 cuch. Azúcar

La solución preparada

en el vaso es más dulce

que la de la jarra

porque la relación

entre el soluto y el

solvente es mayor.

La relación entre la cantidad de soluto (St) y la de solvente (Sv) o solución (Sc) se

denomina concentración.

La concentración de una solución puede expresarse relacionando diferentes

magnitudes: masa de soluto y masa de solución, masa de soluto y volumen de solución, etc.


31

Se puede decir que la concentración de la solución de la jarra es de 4 cucharadas de

azúcar por cada litro de agua, o también de 1 cucharada de azúcar por cada ¼ litro de agua, ya

que con 1 litro de agua es posible llenar 4 vasos de ¼ litro cada uno. Del mismo modo se puede

afirmar que la concentración del vaso con azúcar es de 2 cucharadas cada ¼ litro de agua.

Las formas más habituales de expresar la concentración de una solución son:

Porcentaje masa en masa (% m/m) = gramos de st por cada 100g de sc.

Porcentaje masa en volumen (% m/v) = gramos de st por cada 100 cm3 de sc.

Porcentaje volumen en volumen (% v/v) = volumen de st por cada 100 cm3 de sc.

Si se agregan 20 g de sal (st) a 100 g de agua (sv), la masa (m) de la solución (sc)

obtenida será igual a 120 g. puede generalizarse que la masa de una solución es igual a la suma

de la masa del soluto y la masa del solvente:

𝐦𝐬𝐭 + 𝐦𝐬𝐯 = 𝐦𝐬𝐜

masa del soluto + masa del solvente = masa de la solución

No ocurre lo mismo con los líquidos: el volumen de la solución no tiene que ser igual al

volumen del soluto más el volumen del solvente. Cuando se mezclan líquidos de distinta

naturaleza, pueden ocurrir fenómenos de compactación de las estructuras, provocando que el

volumen total de la mezcla sea distinto de la suma de los volúmenes individuales.

Por ejemplo, cuando se mezcla agua y etanol disminuye el volumen al formarse nuevos

enlaces de hidrógeno, de manera que hay una compactación mayor de las moléculas.

La temperatura y la concentración

La temperatura a la que se encuentre el solvente, en el momento de preparar una

solución, es un factor determinante de la cantidad de soluto que se pueda disolver.

Generalmente, a mayor temperatura del solvente, mayor cantidad de soluto (sólido) se

puede disolver. Sin embargo, si el soluto es gaseoso, cuanto más caliente esté el solvente,

menor será la cantidad de gas que se puede disolver.

•Fenómenos físicos: son aquellos que no alteran la composición química de la materia. Ejemplo: el movimiento de un cuerpo, los cambios de estado. •Fenómenos químicos: son aquellos que provocan modificaciones sustanciales en la materia de los cuerpos que intervienen. Ejemplo: combustión, oxidación.


32

EJERCICIOS:

1) a) Las siguientes figuras

representan soluciones de igual

volumen, en las que los círculos

llenos corresponden a moléculas

de soluto y las vacías a moléculas

de solvente. Ordena las

soluciones

I II III

I a III en orden creciente de concentración. ........................................................................

b) ¿Qué factor determinante tendría que variar para disolver mayor cantidad de soluto en

la solución? ................................................................................................................ .........

c) Si el solvente presente en estas soluciones es agua ¿Cuál podría ser el soluto, azúcar o

arena? Justificar. .......................................................................................................... ........

2) Marcar la Respuesta Correcta

a) Una Solución es: I) un sistema homogéneo formado por dos o más sustancias puras, que no se disuelven entre

sí.

II) un sistema heterogéneo formado por dos o más sustancias puras, que no se disuelven entre

sí.

III) un sistema homogéneo formado por dos o más sustancias puras, que se disuelven entre sí.

IV) un sistema heterogéneo formado por dos o más sustancias puras, que se disuelven entre sí.

b) Si no se logra la disolución completa del soluto la solución es:

I) Diluída II) Saturada III) Concentrada IV) Sobresaturada

c) Se denomina soluto a:

I) La sustancia que disuelve y que, generalmente, se encuentra menor proporción.

II) La sustancia que se disuelve y que, generalmente, se encuentra en menor proporción.

III) La sustancia que se disuelve y que, generalmente, se encuentra en mayor proporción.

IV) La sustancia que disuelve y que, generalmente, se encuentra en mayor proporción.


33

3) En una taza con 200 cm3 de agua caliente hemos disuelto 5 g de café instantáneo.

a) De acuerdo a la definición de solución. ¿Lo que se preparó en la taza es una solución?

Justificar................................................................................

.................................................................................................

.................................................................................................

b) ¿Cuál es el soluto y cuál el solvente? Justificar. .............................................................

..............................................................................................................................................

............................................................................................................................. .................

4) Se disuelven 6 g de sal (cloruro de sodio, NaCl) en 240g de Agua (H2O).

a) ¿Cuál es el soluto? ........................................................................

b) ¿Cuál es el solvente? ...................................................................

c) ¿Cuál es la solución? .....................................................................

d) Calcular la masa de la solución. ...................................................


34

ESTRUCTURA ATÓMICA

Se ha demostrado que el átomo está formado por partículas más pequeñas cargadas eléctricamente: las cargas positivas se denominan protones “p+ ”, las cargas negativas electrones “e– ”, las cargas neutras neutrones “n0”. Un átomo es neutro, tiene la misma cantidad de cargas positivas y negativas. En el centro del átomo se halla el núcleo, dentro de este se encuentran los protones y los neutrones. Alrededor del núcleo se encuentran los orbitales, en los cuales giran los electrones. Esto sucede por una ley física: Las cargas del mismo signo se repelen, y las de distinto signo se atraen.

ORBITAL

Por ejemplo, imaginemos que tenemos un trozo de hierro. Lo partimos. Seguimos teniendo

dos trozos de hierro pero más pequeños. Los volvemos a partir, otra vez... Cada vez tendremos

más trozos más pequeños hasta que llegará un momento que podemos decir que lo que nos

ha quedado es un átomo, un átomo de hierro.

Número atómico “Z” (se simboliza con la letra Z mayúscula): El número atómico indica la cantidad de cargas positivas, protones, y la cantidad de cargas negativas, electrones, que tiene cada elemento.

𝒁 = 𝒑+ = 𝒆− Masa atómica relativa “A” ( se simboliza con la letra A mayúscula): es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo de un elemento con respecto a la masa de otro elemento que se toma como unidad.

𝑨 = 𝒁 + 𝒏𝟎


35

Así representaremos:

𝑿𝒁𝑨

𝑺𝟏𝟔𝟑𝟐

Cálculo del número de neutrones: Como mencionamos en las actividades anteriores el átomo

está compuesto por cargas positivas, negativas y neutras. La masa de los 𝒆− es muy pequeña si

la comparamos con la de los 𝒑+ y los 𝒏𝟎 , por lo cual la vamos a despreciar.

𝑨 = 𝒑+ + 𝒏𝟎

𝒁 = 𝒑+

Despejamos 𝒏𝟎

𝒏𝟎 = 𝑨 − 𝒁

Ejemplo: Calcular el número de neutrones del elemento cobalto

RECORDAR! 𝑪𝒐𝒁𝑨

𝑪𝒐𝟐𝟕𝟓𝟗

𝒏𝟎 = 𝑨 − 𝒁

𝒏𝟎 = 𝟓𝟗 − 𝟐𝟕

𝒏𝟎 = 𝟑𝟐

SÍMBOLO QUÍMICO

SÍMBOLO QUÍMICO Z

A


36

•Cuando extraigamos el dato de la masa atómica de la tabla periódica vamos a redondear el número:

•Si el número de las 2 primeras cifras decimales es menor o igual a 50 se coloca el número entero, sin cifras decimales.

Z=6 CARBONO

A= 12,01

A= 12

•Si el número de las 2 primeras cifras decimales es mayor o igual a 51 se coloca el número entero siguiente.

Z = 3 Litio

A= 6,93 A = 7

Z

A


37

La Tabla Periódica

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

𝒁 = 𝒑+ = 𝒆−

Z

Estructura Electrónica (E.E.)

Tercer renglón de la tabla

periódica

https://www.profesorenlinea.cl/Quimica/TablaPeriodica.htm


38

•En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones

1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

MANGANESO: 25 electrones

1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

•A partir del elemento 19 (potasio) los primeros orbitales se encuentran debajo del número de período, y los últimos en el casillero correspondiente.

Z



periódica

PERÍODO



periódica


39

•MANGANESO: 25 electrones

1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2



periódica

K= 2-8-8-1

Ca= 2-8-8-2

Ti= 2-8-10-2

V= 2-8-11-2

Sc= 2-8-9-2 Cr= 2-8-13-1


40

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la estructura electrónica de la plata, que tiene 47 electrones.

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z = 15

15 protones y 15 electrones

E.E.= 2-8-5

Z



periódica

PERÍODO



periódica

Ag= 2-8-18-18-1

Z



periódica

𝒁 = 𝒑+ = 𝒆−


41

Densidad

•aluminio: 2,70 g/ml •plata: 10,5 g/ml •oro: 19,3 g/ml •plomo: 11,4 g/ml

EJERCICIOS:

1- Escribir la densidad de:

a- POTASIO:

b- FÓSFORO:

c- PLATINO

d- BISMUTO.

2,70g/ml 10,5g/ml 19,3g/ml

11,4g/ml

IMPORTANTE: AL NÚMERO DE DENSIDAD AGREGAR LA UNIDAD DE MEDIDA EN

ESTE CASO ES (g/ml), (gramos /mililitros)

Densidad (g/ml)

4º renglón de la

tabla periódica.

(g/ml)= gramos

sobre mililitros.

Unidad de medida

de la densidad.


42

GRUPOS

Las columnas de la tabla periódica

reciben el nombre de grupos.

Existen 18 grupos, numerados

desde el número 1 al 18.

También se enumeran de izquierda

a derecha utilizando números

romanos seguidos de las letras “A”

o “B”, en donde “B” se refiere a los

elementos de transición


43

PERÍODOS

Los elementos se distribuyen en filas horizontales, llamadas períodos.

Se encuentran numerados de 1 a 7.

El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el

período al que pertenece.

GRUPO

I A

PERÍODO

4



periódica

SÍMBOLO

Z

A

DENSIDAD


44

Los símbolos químicos son las abreviaciones universales que se utilizan para identificar los elementos químicos

de la tabla periódica. Estos símbolos permitieron convertir el leguaje químico en un leguaje universal.

El sistema de símbolos químicos utilizado en la actualidad fue introducido por el químico sueco Jöns Jackob

Berzelius en 1814. Pocos años antes, el químico inglés John Dalton había presentado un sistema similar,

basado parcialmente en abreviaturas de los elementos y los símbolos alquímicos más usados hasta el

momento.

La alquimia era una disciplina practicada desde la antigüedad que mediante multitud de procesos relacionados

con la experimentación con materiales perseguía objetivos como la transmutación de metales en oro…

Berzelius limitó el símbolo de cada elemento químico a una abreviatura formada por una o dos letras.

Propuso utilizar una denominación latina para cada elemento, en aquel momento el latín era considerada la

lengua principal y compartida del lenguaje científico. La nomenclatura de Berzelius se basaba en escoger la

primera letra del nombre en latín del elemento y añadir una segunda letra en caso de ser necesario para evitar

confusiones.

Por ejemplo, la clasificación de Berzelius incluía un grupo de materiales llamados metaloides.

Equivalente a los elementos no metálicos. Este grupo de elementos debían representarse con una sola

letra. Entre ellos se incluían el hidrógeno (H), el nitrógeno (N), el oxígeno (O), el boro (B), el carbono

(C), el fósforo (P) y el azufre (S). En caso de que un elemento metaloide tuviera la misma letra inicial

que otro, debía incluirse la segunda letra para diferenciarlos. Este era el caso del Silicio (Si) ya que

coincidía con el azufre (S).

Dentro del grupo de los metales se utilizaban las dos primeras letras para definir los símbolos químicos.

Por ejemplo, el cobalto se representaba con Co (latín Cobaltum) y el cobre con Cu (latín Cuprum).

En caso de que entre dos metales las dos primeras letras coincidieran, se creaba el símbolo a partir de la

primera letra y la primera consonante distinta. Por ejemplo, para los elementos antimonio (latín Stibium)

y estaño (latín Stannum) los símbolos según esta regla no podían ser St debido a la coincidencia, sino que

debían ser Sb y Sn, respectivamente.

Este nuevo sistema fue rápidamente aceptado por la comunidad científica y ha seguido en uso hasta llegar a

nuestros días.

SÍMBOLO

PERÍODO


45

A= 30,97

A=31

A= 74,92

A= 75

EJERCICIOS:

1) Escribir la masa atómica, redondeada, de los siguientes elementos:

Z = 4 Berilio

A= ............

Z = 8 Oxígeno

A= ............

Z = 11 Sodio

A= ............

Z = 20 Calcio

A= ............

Z = 27 Cobalto

A= ............

Z = 82 Plomo

A= ............

2) Escribir la estructura electrónica de los siguientes elementos:

Z=6 Carbono: .................................... Z=35 Bromo: ...........................................................

Z=15 Fósforo: ................................... Z=49 Indio: ..............................................................

Z=20 Calcio: ..................................... Z= 56 Bario: .............................................................

Z=29 Cobre: ...................................... Z=92 Uranio: ...........................................................

Z

𝒁 = 𝒑+ = 𝒆−

15 𝒆−

A

𝒁 = 𝒑+ = 𝒆−

33 𝒑+

Z

A


46

3) Calcular el número de neutrones que poseen los siguientes elementos:

Boro

Flúor

Sodio

Silicio

Fósforo

Potasio

Cinc

Bromo

Plomo

4) Dados los elementos seleccionados de cada período, completar los datos solicitados y

representar su diagrama atómico:

Flúor Z = .............. Clasificación…………………………….

e– = ................. p+ = .............. Grupo:....................................

A = ................. n0 = .............. Período:...................................

EE = ...............................................

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Azufre Z = .............. Clasificación………………………….

e– = ................. p+ = .............. Grupo:....................................

A = ................. n0 = .............. Período:...................................

EE = ...............................................

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Hierro Z = .............. Clasificación……………………………

e– = ................. p+ = .............. Grupo:....................................

A = ................. n0 = .............. Período:...................................

EE = ...............................................


47

Yodo Z = .............. Clasificación………………………….

e– = ................. p+ = .............. Grupo:....................................

A = ................. n0 = .............. Período:...................................

EE = ...............................................

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Mercurio Z = .............. Clasificación……………………………..

e– = ................. p+ = .............. Grupo:....................................

A = ................. n0 = .............. Período:...................................

EE = ...............................................

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Uranio Z = .............. Clasificación………………………………

e– = ................. p+ = .............. Grupo:....................................

A = ................. n0 = .............. Período:...................................

EE = ...............................................


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FÍSICO-QUÍMICA 2° AÑO. E.E.S.T.N°8 “JORGE NEWBERY ......11) Explicar con un esquema y en 5 a...

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