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UNIDAD EDUCATIVA PARTICULAR A DISTANCIA “ECUADOR” QUIMICA 4to DE BACHILLERATO GENERAL UNIFICADO

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UNIDAD EDUCATIVA ECUADOR

Santa Prisca No. 120 y 10 de Agosto Telfs: 2281-064 2281-754 2280-935 www.tececuador.com Email: [email protected]

QUÍMICA

4to DE BACHILLERATO GENERAL UNIFICADO


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Índice

DISCIPLINAS AUXILIARES DE LA QUÍMICA: 1. Medición y cifras significativas. 2. Notación científica. 3. El Sistema Internacional de Unidades. 4. Medición de longitud, masa, volumen, temperatura y densidad. 5. Relación de la Química con las otras ciencias. LOS CUERPOS Y LA MATERIA: 6. Estados físicos de la materia. 7. Sustancias y mezclas. 8. Ley periódica. 9. Disposición de la tabla periódica. 10. Predicción de fórmulas mediante el uso de la tabla periódica. AMPLIACIÓN DE NUESTRO CONOCIMIENTO SOBRE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA: 11. Teoría atómica de Dalton. 12. Composición de las sustancias. 13. Naturaleza de la carga eléctrica. 14. Descubrimiento de los iones. 15. El átomo nucleario. 16. Números atómicos de los elementos. 17. Isótopos de los elementos. 18. Masa atómica. 19. Teoría atómica moderna. 19.1. El átomo de Bohr. 19.2. Niveles de energía de los electrones. 19.3. El átomo de hidrógeno. 19.4. Estructuras electrónicas de los elementos. 19.5. Diagramado de estructuras atómicas. 19.6. Representación puntual de Lewis para los electrones. 19.7. Regla del octeto. 19.8. Energía de ionización y afinidad electrónica. 19.9. Electrones de valencia. 19.10. Enlaces químicos. 19.11. El enlace iónico. 19.12. El enlace covalente. 19.13. Iones poliatómicos. 19.14. Enlaces metálicos. 19.15. Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos. 19.16. Fuerzas de atracción intermolecular.


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1 Medición y cifras significativas. Medir es comparar una magnitud cualquiera con otra tomada como unidad, pero de la misma espe-cie, podemos medir, longitud, masa, peso, volu-men, densidad, etc. Las cifras significativas de un número o medida es la que tiene un significado real y, por tanto, apor-tan alguna información. Toda medición experi-mental es inexacta y se debe expresar con sus cifras significativas. Veamos un ejemplo sencillo: supongamos que medimos la longitud de una me-sa con una regla graduada en milímetros. El resul-tado se puede expresar, por ejemplo como: Longitud (L) = 85,2 cm Esta no es esta la única manera de expresar el re-sultado anterior, también se puede expresar de las siguientes maneras: L=0.852 m L=8.52 dm L=852 mm etc…. Se exprese como se exprese el resultado tiene tres cifras significativas,

Las cifras significativas son los dígitos consi-derados como ciertos en la medida, te-niendo un significado real. Los ceros a la iz-quierda de la primera cifra significativa no cuentan.

EJEMPLOS:

Siguiendo con el ejemplo, el número que expresa la cantidad en la medida tiene tres cifras significa-tivas. Pero, de esas tres cifras sabemos que dos son verdaderas y una es incierta, en este caso la última cifra: L = 0,852 m La incertidumbre es la cantidad más pequeña que se puede medir. Quedando claro que la última cifra de la medida de nuestro ejemplo es significa-tiva pero incierta, la forma más correcta de indi-carlo (asumiendo por ahora que la incertidumbre es de ±1 mm), es:

L = 0,852 ± 0,001 m No obstante, lo más normal es omitir el término ± 0.001 y asumir que la última cifra de un número siempre es incierta si éste está expresado con todas sus cifras significativas. Este es el llamado convenio de cifras significativas que asume que

“cuando un número se expresa con sus ci-fras significativas, la última cifra es siem-pre incierta”.

EJERCIOS ¿Cuántas cifras significativas tienen cada una de las siguientes cantidades? a) 5.37 b) 838.23 c) 0.0038 d) 5.24x103 e) 104 f) 0.8321 g) 20.04573 h) 35.00 i) 35.000 j) 12.123x105 SOLUCIÓN:

a:3; b:5; c:2; d:3; e:3; f:4; g:7; h:4:i:5; j:5 2 Notación Científica. La notación científica es un recurso matemático empleado para simplificar cálculos y representar en forma concisa números muy grandes o muy pequeños. Para hacerlo se usan potencias de diez. Básicamente, la notación científica consiste en representar un número entero o decimal como potencia de diez.

En el sistema decimal, cualquier número re-al puede expresarse mediante la denomi-nada notación científica.

REGLAS: 1. Para convertir un número mayor que 10, identi-

ficamos la coma decimal (si lo hay) y lo despla-zamos a la izquierda, la cantidad desplazada es la potencia de diez. Ejemplo

Valor Nº Cifras significativas 852.65 5 745 3 0.6587 4 35.00 4 45.475x106 5 0.00056 2

http://www.profesorenlinea.cl/matematica/PotenciasDe10.htm




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En este ejemplo, 5326,6 estamos recorriendo tres cifras a la izquierda 5,3266 por lo que se escribe como 5,3266 × 103,

EJEMPLOS:

Número Notación científica 456.785 45,67x104 78.452 784,5x102 9.547 9,54x103 4.4568.125 44,56x106

105.874 10,58x104

2. Para convertir un número menor que 1, lo des-

plazamos a la derecha, tantos lugares como sea necesario para que el único dígito que quede a la izquierda de la coma esté entre 1 y 9 y que todos los otros dígitos aparezcan a la derecha de la coma decimal. El exponente será negativo

En este ejemplo, 0,005612 = 5,612 x 10−3 es-tamos recorriendo tres cifras a la derecha 0,005612 por lo que se escribe como 5,612 × 10-3

EJEMPLOS:

Número Notación científica 0.005624 5,6x10-3 0.07415 741,1x10-4 0.584251 58,4x10-2 0.00007921 7,92x10-5

0.258 2,58x10-1

Nota importante: Siempre que movemos la coma decimal hacia la izquierda el exponente de la potencia de 10 será positivo. Siempre que movemos la coma decimal hacia la derecha el exponente de la potencia de 10 será negativo.

OPERACIONES SUMA Y RESTA EN NOTACIÓN CIENTIFICA Para sumar o restar números en notación cientí-fica, es necesario que el exponente de la potencia de 10 sea igual en todos los números.

Cuando esto es así, se suman o se restan los números, dejando la potencia de 10 que tenemos.

El resultado de algunas sumas o restas puede ser un número que no esté escrito en notación cientí-fica. Ejemplo: 7,06 · 1011 + 5,231x1011 Sumamos: 7,06+5,231= 12,291 este resultado mantendrá la potencia de 10, quedando como resultado: 12,291x1011 escribiéndolo en notación científica tendremos 1,2291x1012

La resta es muy similar, como se puede ver en el siguiente ejemplo: 4,78 x10-6 - 4,6x10-6 = 0,18 · 10-6 0,18x10-6 → Su parte entera es 0, no está en no-tación científica: 0,18x10-6 = 1,8x10-7 MULTIPLICACIÓN EN NOTACIÓN CIENTIFICA

Se multiplican las bases y se suman los ex-ponentes, ejemplo:

(9.2x1012).(6.2x1015) Multiplicamos las bases: 9.2 x 6.2 = 57.04 Sumamos los exponentes: 12+15=27 Quedando como resultado: 57.04x1027 Pero la idea de aplicar Notación Científica, es llevarla las cantidades a la mínima expresión te-nemos que: 57.04x1027 = 5.70x1028 DIVISIÓN EN NOTACIÓN CIENTIFICA

Se dividen las bases y se restan los expo-nentes, ejemplo:

5.32x107 ÷ 2.37x104 Dividimos las bases 5.32÷2,37 = 2,244 Restamos los exponentes: 7-4=3 Quedando como resultado: 2,244x103


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3 Sistema internacional de Unidades El Sistema internacional de Unidades es una for-ma aceptada internacionalmente de utilización de las unidades de medida de las magnitudes físicas de los cuerpos. En el Sistema Internacional de unidades existen 3 clases de unidades. 1. UNIDADES BÁSICAS O FUNDAMENTALES: Se trata de las unidades que se han conviene considerar cómo independiente desde el punto de vista dimensional:

Metro m longitud Kilo Kg masa Segundo S tiempo

Amperio A intensidad de corriente eléctrica

Kelvin K temperatura Mol Mol cantidad de materia Candela cd Intensidad lumínica

2. UNIDADES DERIVADAS: Son las unidades que pueden formarse combi-nando las unidades básicas según relaciones al-gebraicas escogidas que liguen las magnitudes correspondientes: velocidad, aceleración, tensión, fuerza, potencia, volumen. Si trabajamos con las siete unidades fundamenta-les y con las dos unidades derivadas del sistema internacional, todas las unidades que utilizaremos son combinación de las unidades fundamentales del SI. UNIDADES SUPLEMENTARIAS: En la XI Conferencia General de Pesos y Medidas se decidió admitir una tercera clase de unidades SI, para estas unidades no se ha decidido si se trata de unidades básicas o bien si se trata de unidades derivadas. UNIDADES DERIVADAS QUE NO TIENEN NOMBRES ESPECIALES.

Magnitudes Unidad Símbolo Superficie m2 S Volumen m3 V Densidad de masa (Densidad) kg/m3 δ

Velocidad lineal (ve-locidad) m/s v

Velocidad angular rad/s ω Aceleración m/s2 a

Aceleración angular rad/s2 α UNIDADES SUPLEMENTARIAS

Magnitud Unidad Símbolo Angulo plano Radian rad Angulo sólido Estereoradían sr

UNIDADES SI DERIVADAS QUE TIENEN NOMBRES ESPECIALES

Magnitud Unidad Símbo-lo

Frecuencia Hertz Hz Fuerza Newton N Presión Pascal Pa Energía, trabajo, can-tidad de calor Joule J

Potencia, flujo de energía Watt W

Cantidad de electrici-dad, carga eléctrica Coulomb C

Diferencia de poten-cial volt V

Capacidad eléctrica Farad F

Magnitud Unidad Símbo-lo

Resistencia eléctrica Ohm Ω Flujo luminoso Lumen lm Iluminación Lux lx

UNIDADES ACEPTADAS QUE NO PERTENECEN AL SI.

Magnitudes Nombre Símbolo Masa Tonelada t Tiempo Minuto min Tiempo Hora h Tiempo Día d Temperatura Grados Celsius oC Angulo plano Grado o

Volumen Litro l 3. DEFINICIONES DE LAS UNIDADES. • El metro es la longitud del camino recorrido por

la luz en el vacío durante un tiempo de 1/229792458 de segundo (decreto 85-1500 del 30/12/85)

• El kilogramo es la masa del prototipo interna-cional conservado en la sede del BIPM.

• El segundo es la duración de 9 192 631 770 ciclos de la radiación correspondiente a la tran-sición entre los dos niveles hiperfinos del es-tado fundamental del átomo de cesio 133.


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• El kelvin es la fracción 1/273.16 de la tempera-

tura termodinámica (o absoluta) del punto triple del agua (273.16 k)

• El ampere es la intensidad de la corriente eléc-trica constante, que mantenida en dos conduc-tores rectilíneos paralelos de longitud infinita y de sección transversal despreciable, y situados a la distancia de 1 m en el vacío produce una fuerza de 2·10 N/m entre los conductores.

• El mol es la cantidad de unidades elementales (átomos, moléculas iones, etc.) en un sistema material, igual al número de átomos existente en 0,012 kg de carbono 12. (él numero es de 6.022·1023 , este número es la constante de Avogadro)

• La candela es la intensidad luminosa en una dirección dada, correspondiente a una energía de 1/683 W/sr de una fuente que emite una ra-diación monocromática de frecuencia igual a 540·1012Hz.

• El radián es el ángulo plano que teniendo su vértice en el centro de un círculo, intercepta sobre la circunferencia de este círculo, un arco de longitud igual a la del radio.

• El estereoradián es el ángulo sólido que, te-niendo su vértice en el centro de una esfera, delimita sobre la superficie esférica correspon-diente a un área igual a la de un cuadrado que tiene como lado el radio de la esfera.

4 Medición de Longitud, Masa, Volumen,

Temperatura y Densidad. En realidad, medir no es más que COMPARAR frente a una referencia que arbitrariamente esta-blecemos como patrón. La ciencia en general, la Física y la Química en particular, es la ciencia de la medida. • No todas las cosas se pueden medir. • Podemos medir la longitud de una mesa, o el

tiempo de una carrera, pero NO podemos me-dir la belleza, la tristeza la bondad de una per-sona.

• Todo lo que SÍ puede medirse se denomina MAGNITUD.

LONGITUD: La longitud es una de las magnitudes físicas fundamentales, en tanto que no puede ser definida en términos de otras magnitudes que se pueden medir. En muchos sistemas de medida, la longitud es una unidad fundamental, de la cual se derivan otras.

La longitud es una medida de una dimensión (lineal; el metro m), mientras que el área es una medida de dos dimensiones (al cuadrado; el m²), y el volumen es una medida de tres di-mensiones (cúbica; el m³).

MASA: Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Su unidad de medida en el sistema inter-nacional (SI) es en: Kilogramos, gramos. La masa se mide con una balanza digital o mecánica. Para determinar en forma cuantitativa la masa de un cuerpo, se utiliza la siguiente formula.

VOLUMEN: Es el espacio que ocupa un cuerpo. El volumen es una propiedad de toda la materia líquido, sólidos y gases. El volumen se mide con distintos instrumentos y dependerá según el es-tado físico en que se encuentre la materia (liquido, sólido, gas) Su unidad de medida: metro cúbico (m3), el litro (l) y para medida más pequeñas se utiliza el mililitro (ml). Para determinar en forma cuantitativa el vo-lumen de un cuerpo, se utiliza la siguiente formula.

DENSIDAD: La densidad es la relación que existe entre la masa de un cuerpo y su volumen. Es de-cir, la cantidad de materia que ocupa un espacio .La unidad de medida queda expresada en g/ml, g/l, kg/l. Para determinar en forma cuantitativa la densidad de un cuerpo, se utiliza la siguiente for-mula.

TEMPERATURA: Es un parámetro termodinámico del estado de un sistema que caracteriza el calor, o transferencia de energía. Para medir la tempe-ratura se utiliza el termómetro, y sus unidades de medida son kelvin y Celsius.

oK = oC + 273 oC = oK-273

Calcular la longitud, área y volumen de la si-guiente figura

Longitud del largo = 4 cm Longitud del ancho = 2 cm Área de la base= (4cm)x(2 cm) =8 cm2

Volumen = (4cm)x(2 cm)x(3 cm) = 24 cm3

http://es.wikipedia.org/wiki/Magnitud_f%C3%ADsica




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Calcular la masa de: a. 6,96 cm³ de cromato de amonio y magnesio si

la densidad es de 1,84 g/cm ³.

Respuesta: 12,81 g

b. 86 cm ³ de fosfato de bismuto si la densidad es

de 6,32 g/cm ³.

Respuesta: 543,42 g

Calcular el volumen de: a. 3,37 g de cloruro de calcio si la densidad es de

2,15 g/cm ³.

Respuesta: 1,57 cm ³

b. 40,5 g de silicato de cromo si la densidad es de

5,5 g/cm ³.

Respuesta: 7,36 cm ³ Calcular la densidad en g/cm ³ de: a. 2.000 cm3 de leche, si tienen una masa de

2.060 g.

Respuesta: 1,03 g/cm3

b. Nafta, si 9.000 cm3 tienen una masa de 6.120 g

Respuesta: 0,68 g/cm3

5 Relación de la Química con las otras ciencias.

La química es la raíz, de todas las ciencias bio-lógicas, Medicina, Farmacología, Bioingeniería, Botánica, Microbiología, Veterinaria, etc.

Es el sustento lógico, que permite explicar-les y tratarles de modo racional. Para poder explicar estos fenómenos la quí-mica está compuesta y se retro alimenta de teorías de otras ciencias (y sus ramas) tales como matemáticas, física general y cuán-tica, Termodinámica, electromagnetismo, mecánica, óptica, etc.

La química se relaciona con muchas cien-cias, por eso se dice que es multidisciplina-ria, por ejemplo se relaciona con la física, con las matemáticas, con la bioquímica, con la fisicoquímica, con las ciencias legales, con las ciencias médicas, con ciencias de la salud tanto animal como humana, con la genética, con la textil, con la ciencia de ali-mentos, con la petroquímica, con la biología.


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LOS CUERPOS Y LA MATERIA: 6 Estados físicos de la materia. Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La materia se puede en-contrar en tres estados: • Sólido, como la madera, el cobre. • Líquido, como el agua, el aceite; y • Gaseoso, como el aire, el vapor de agua. Una misma materia se puede encontrar en los tres estados. Por ejemplo, el agua, que normalmente es líquida, cuando se enfría se convierte en sólido y, si se le aplica calor, se transforma en gas. PROPIEDADES DE LA MATERÍA Las principales propiedades de la materia son: PROPIEDADES GENERALES: No permiten la identificación de la clase de materia (sustancia). Por ejemplo: la inercia, extensión, la impenetrabili-dad , volumen forma, peso, etc. PROPIEDADESESPECÍFICAS: Permiten identifi-car la sustancia, estas pueden ser físicas y quími-cas. 1. FÍSICAS: Color, olor, sabor, punto de fusión,

punto de ebullición, densidad, dureza, ductili-dad, maleabilidad, solubilidad, conductividad eléctrica, conductividad térmica, etc.

A su vez las propiedades físicas pueden ser exten-sivas o intensivas. Propiedades Extensivas: El valor medido de es-tas propiedades depende de la masa. Por ejemplo: inercia, peso, área, volumen, presión de gas, calor ganado y perdido, etc. Propiedades Intensivas: El valor medido de es-tas propiedades no depende de la masa. Por ejemplo: densidad, temperatura de ebullición, co-lor, olor, sabor, calor latente de fusión, reactividad, energía de ionización, electronegatividad, molé-cula gramo, átomo gramo, equivalente gramo, etc. 2. QUÍMICAS: Combustibilidad, comburencia,

comportamiento frente a otras sustancias. ESTADO SÓLIDO: un sólido es una sustancia formada por moléculas, que se encuentran muy unidas entre sí por una fuerza llamada Fuerza de Cohesión.

Los sólidos tienen una forma y volumen definida, son duros no pueden fluir y difíciles de comprimir, porque las moléculas, que están muy unidas, no dejan espacio entre ellas, su densidad es muy ele-vada ESTADO LÍQUIDO: un líquido es una sustancia formada por moléculas que están en constante desplazamiento, y que se mueven unas sobre otras. Los líquidos tienen un volumen definido, son fluidos no tienen forma propia, pueden cambiar de forma tomando la del recipiente que los contiene, pueden fluir pero no comprimir, los líquidos pue-den ser volátiles y viscosos • VOLATILIDAD: nos referimos a la capacidad

del líquido para evaporarse. Por ejemplo, si de-jamos un perfume abierto, se podrá observar con el paso del tiempo, que disminuye el volu-men del líquido.

• VISCOSIDAD: La viscosidad es una caracterís-

tica de los fluidos en movimiento, que muestra la facilidad del líquido para esparcirse. Ejemplo el agua, aceite, cera, miel, etc.

, ESTADO GASEOSO: Un gas es una sustancia formada por moléculas que se encuentran separa-das entre sí. Los gases no tienen forma propia, pueden cambiar de forma, pueden fluir y se pue-den comprimir, ya que las moléculas que los for-man se desplazan en varias direcciones y a gran velocidad. Por esta razón, ocupan grandes espa-cios.


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PLASMA Existe un cuarto estado de la materia llamado plasma, que se forman bajo temperaturas y pre-siones extremadamente altas, haciendo que los impactos entre los electrones sean muy violentos, separándose del núcleo y dejando sólo átomos dispersos. El plasma, es así, una mezcla de núcleos positivos y electrones libres, que tiene la capacidad de con-ducir electricidad.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA Es la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición FUSIÓN: Paso de un cuerpo del estado sólido al líquido por la acción del calor.

Esta temperatura es específica para cada sustancia que se funde.

Ejemplos: Cobre sólido + temperatura = cobre líquido.

Cubo de hielo (sólido)+temperatura=agua (líqui-da). El calor acelera el movimiento de las partículas del hielo, se derrite y se convierte en agua líquida. SOLIDIFICACIÓN: Es el paso de una sustancia en estado líquido a

sólido. Este cambio lo podemos verificar al poner en el congelador un vaso con agua, o los típicos cubitos de hielo.

VAPORIZACIÓN: Es la transformación de las partículas de un líqui-

do en vapor, por la acción del calor. Este cambio ocurre en forma nor-mal, a temperatura ambiente, en algunas sustancias líquidas como agua, alcohol y otras. Sin embargo si le aplicamos mayor temperatura la evaporación se transforma en ebullición.

CONDENSACIÓN: Es el cambio de estado de una sustancia de es-

tado gaseoso a estado líquido. El vapor de agua al chocar con una superficie fría, se transforma en líquido

SUBLIMACIÓN: Sublimación progresiva. Es la transformación directa, sin pasar por otro

estado intermedio, de una materia de estado sólido a estado gaseoso al aplicar calor. Un ejemplo clásico de una sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco.

Sublimación regresiva. Es el cambio de una sustancia de estado gaseoso a estado sólido, sin pasar por el estado líquido.


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PUNTO TRIPLE DEL AGUA La única combinación de presión y temperatura a la que el agua, hielo y vapor de agua pueden co-existir en un equilibrio estable, se produce exacta-mente a una temperatura de 273,1598 K (0,0098 °C) y a una presión parcial de vapor de agua de 611,73 pascales (6,1173 milibares; 0,0060373057 atm). En esas condiciones, es posible cambiar el estado de toda la masa de agua a hielo, agua líquida o vapor arbitrariamente haciendo pequeños cambios en la presión y la temperatura.

7 Sustancias y Mezclas. Todas las cosas que nos rodean están constitui-das de materia; para nuestro estudio químico la clasificamos en dos grandes grupos: sustancias y mezclas SUSTANCIAS Es la materia homogénea de composición química definida e invariable que está constituida por una sola clase de moléculas o por átomos de igual número atómico. A su vez, la sustancia se divide en elementos y compuestos. • ELEMENTO: Es la sustancia simple formada

por átomos de igual número atómico. Los ele-mentos se clasifican en: Metales, No Metales y Gases Nobles. Así tenemos: plata, oro, hierro, azufre, hidrógeno, nitrógeno, neón y argón, respectivamente.

• COMPUESTO: Es la sustancia que está consti-

tuida de moléculas que contienen en su es-tructura átomos de diferentes elementos origi-nados por la combinación de éstos.

MEZCLA Es la reunión de 2 ó más sustancias, sin que nin-guna de ellas pierda sus propiedades, por lo que se pueden separar por medios físicos. Para hacer una mezcla sólo tenemos que unir dos o más sustancias. En la naturaleza, los materiales suelen ir mezclados. Al realizar cualquier mezcla los materiales no se alteran CLASES DE MEZCLAS Las mezclas pueden ser homogéneas y heterogé-neas. • HOMOGÉNEAS: cuando no podemos distin-

guir sus componentes, cuando una cucharada de azúcar se disuelve en agua, obtenemos una mezcla homogénea, es decir, la composi-ción es la misma en toda la disolución.

• HETEROGÉNEAS: cuando podemos distinguir sus componentes, si se juntan arena y virutas de hierro permanecerán como tales

Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, se puede formar y volver a separar en sus componentes puros por me-dios físicos, sin cambiar la identidad de di-chos componentes.

TÉCNICA DE SEPARACIÓN Como se ha dicho anteriormente, separar las mezclas no es tan sencillo como mezclar; hay va-rias técnicas para separar los componentes de una mezcla Hay varios métodos para separar los componentes de una mezcla. En el laboratorio son comunes los siguientes: 1. DECANTACIÓN

Se usa para separar mezclas formadas por sólidos y líquidos o por más de dos o más líquidos no miscibles (no solubles). Consiste en dejar reposar el líquido que con-tiene partículas sólidas en suspensión. Luego se transvasa con cuidado el líquido (me-nos denso) a otro recipiente, el liquido que queda se puede sepárale por evaporación.


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Esta técnica se utiliza también con líquidos no miscibles, como el agua y el acei-te. Se emplea con frecuencia el embudo de separación o de de-cantación. Se coloca en el embudo la mez-cla y cuando se hallan diferen-ciado las dos partes, se abre la llave y se separan los líquidos. La capa superior pertenece al líquido menos denso y queda dentro del embudo.

2. FILTRACIÓN Se usa para separas sólidos no solubles en líquidos. La separación se hace por medios po-rosos que retienen las partículas sólidas y de-jan pasar el líquido; algunos son: • Papel de filtro. • Fieltro. • Porcelana Porosa. • Algodón. • Lana de vidrio. • Arena. • Carbón. Esto es según la mezcla que se vaya a filtrar

3. DESTILACIÓN

Operación mediante la cual se separan solu-ciones homogéneas de una mezcla de varios líquidos, debido a sus distintos puntos de ebu-llición y presiones de vapor.

Proceso que consiste en calentar un líquido hasta que sus componentes más volátiles pa-san a la fase de vapor y, a continuación, se en-fría el vapor para recuperar dichos componen-tes en forma líquida por medio de la condensa-ción. El objetivo principal de la destilación es separar una mezcla de varios componentes aprovechando sus distintas volatilidades, o bien separar los materiales volátiles de los no volá-tiles.

4. DESTILACIÓN FRACIONADA

Se emplea cuando es necesario separar solu-ciones de sustancias con puntos de ebullición distintos pero cercanos. Algunos de los ejem-plos más comunes son el petróleo, y la produc-ción de etanol.

5. CRISTALIZACIÓN

En éste proceso se utilizan los puntos de solidi-ficación, la solución se enfría hasta que uno de sus componentes alcance el punto de solidifi-cación, y se cristalice. Se emplea además para purificar sólidos, disolviendo un sólido impuro en el disolvente adecuado en caliente. Al bajar la temperatura, el primer sólido se cris-taliza, con lo cual quedará libre de impurezas.


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6. MAGNETISMO Se vale de las propiedades magnéticas de al-gunos materiales. Se emplea para separar mezclas en donde uno de sus componentes es magnético, por ejemplo, para separar el hierro del mineral llamado magnetita

7. CROMATOGRAFÍA Se basa en la diferente absorción y adsorción de algunos materiales que ejercen sobre los componentes de la solución. Hay varias clases de Cromatografía, de columna, de capa del-gada y de papel etc.

8. CENTRIFUGACIÓN

Es un método por el cual se pueden separar sólidos de líquidos de diferente densidad me-diante una fuerza rotativa, provocando la sedi-mentación de los sólidos o de las partículas de mayor densidad

9. SEDIMENTACIÓN Es el proceso por el cual el sedimento (material sólido) en movimiento se deposita. Un tipo común de sedimentación ocurre cuando el ma-

terial sólido, transportado por una corriente de agua, se deposita en el fondo.

10. EVAPORACIÓN Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore total-mente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.

Un ejemplo de esto se encuentra en las Sali-nas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por algún tiempo, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc.

11. TAMIZADO Procedimiento mecánico empleado para se-parar mezclas de sólidos, cuyas partículas tienen distinto tamaño. Se utiliza un tamiz, aparato que consta de tres partes: el cedazo, el recipiente y la tapa; los tamices se clasifi-can por el numero de mallas que lleve el ce-dazo por centímetro cuadrado. Al agitar el tamiz las partículas van atravesando, según su tamaño, los orificios del cedazo. Este método se utiliza para análisis de la tex-tura del suelo para separar arena fina de la gruesa.


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12. LEVIGACIÓN

Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor distancia, mientras que los más pesa-dos se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.

TRIA

Se utiliza para separar cuerpos sólidos gran-des mediante pinzas. Por ejemplo, para sepa-rar trozos de corcho, cubos de hielo, clavos, etc.

13. FLOTACIÓN

Con este método se separan sistemas hete-rogéneos en reposo formados por sólidos de distinta densidad, tales como arena y partí-culas de corcho. Si se sumerge el sistema en un líquido de densidad intermedia (agua, por ejemplo), la fase más liviana (corcho) flota y la pesada (arena) se deposita en el fondo del recipiente.

14. DISOLUCIÓN Se aplica cuando una de las fases es soluble en un determinado solvente, mientras que la otra no lo es. Un sistema formado por arena y sal puede ser separado introduciéndola en un recipiente que contiene agua; luego de agitar el sistema para permitir la disolución de la sal, se lo somete a filtración, separándose así la arena del agua salada. A su vez, se separa el agua de la sal por evaporación del disolvente.

8 Ley periódica. La ley periódica es la base de la tabla periódica de los elementos. Esta ley señala que las propieda-des químicas y físicas de los elementos tienden a repetirse de manera sistemática a medida que se incrementa el número atómico. La tabla, por lo tanto, es una especie de esquema que se encarga de ordenar los elementos químicos de acuerdo al orden creciente de los números atómicos. Fue desarrollada independientemente por dos químicos: por el ruso Dimitri Mendeléiev y el alemán Julius Lothar Meyer. PROPIEDADES PERIODICAS Es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elemen-tos químicos tienden a repetirse de forma sistemá-tica conforme aumenta el número atómico. La utilidad de la Tabla Periódica reside en que dicha ordenación de los elementos químicos per-mite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamien-tos. Algunas de estas regularidades más importantes son: • Todos los elementos de un mismo grupo po-

seen un comportamiento químico similar, de-bido a que poseen el mismo número de elec-trones en su capa más externa (estos electro-nes son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas).


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• Podemos distinguir 4 conjuntos de elementos químicos, según la facilidad de sus átomos pa-ra perder o ganar electrones, transformándolo en iones:

1. METALES: Se transforman fácilmente en iones positivos. Quedan situados a la izquierda y el centro de la tabla. Tienen propiedades comu-nes, como conducir la electricidad y el brillo metálico. En su mayoría son sólidos a tempe-ratura ambiente.

2. SEMIMETALES: Se transforman con dificultad en iones positivos. Tienen propiedades inter-medias entre los metales y los no metales.

3. NO METALES: Se transforman fácilmente en iones negativos. Se sitúan en el lado derecho. Suelen ser líquidos o gases a temperatura am-biente, y son malos conductores de la electrici-dad.

4. INERTES (GASES NOBLES) No forman iones. En condiciones normales, no se combinan con ningún otro elemento químico. Elementos en la columna más a la derecha.

Mendeléiev, estudió el cambio las propiedades químicas de las sustancias en función del creci-miento de las masas atómicas de los elementos químicos, y analizó el comportamiento de la valen-cia de los elementos químicos, las propiedades y composición de los compuestos que estos forman. 9 Disposición de la tabla periódica. Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Co-mienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 80, etc. A cada elemento le corresponde un casillero, don-de figuran el correspondiente símbolo y otros da-tos, tales como el número atómico, la masa atómi-ca, la distribución de los electrones, etc. Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales reciben el nombre de gru-pos. Períodos En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo. Primer período: sólo hay dos elementos: Hidró-geno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente. Período 1 = una órbita = 2 elementos

Segundo período: hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8. Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos Tercer periodo: también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos prime-ras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8. Período 3 = tres órbitas = 8 elementos Cuarto período: es más largo, está formado por dieciocho elementos. Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos Quinto período: es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos. Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos Sexto período: es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos. Período 6 = seis órbitas = 32 elementos Período séptimo: es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de elemen-tos para completarlo. Período 7 = siete órbitas = ? elementos El número del período indica la cantidad de ni-veles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el período 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en el período 2 cuen-ta con dos órbitas, etcétera. GRUPOS Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha. Todos los elementos de un mismo grupo presen-tan igual configuración electrónica externa. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen 1 electrón en su última órbita. Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas. En el grupo 18 se encuentran los gases inertes o nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también cono-cidos como gases raros o nobles, que se caracte-rizan por su inactividad química.


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A los elementos ubicados en el grupo 1 se los suele denominar metales alcalinos, con excepción del hidrógeno. Los elementos del grupo 17, reci-ben también el nombre de halógenos. Alcalinos: Grupo 1 Alcalinos térreos: Grupo 2 Elementos de transición: Grupos (3-12) Boroideos o térreos: Grupo 13 Carbonoideos: Grupo 14 Nitrogenoides: Grupo 15 Anfígenos o calcogenos: Grupo 16 Halógenos: Grupo 17 Gases nobles: Grupo 18 Lantánidos, siguen al Lantano en el Grupo IIIB Actínidos: siguen al Actinio en el Grupo IIIB El hidrógeno, el elemento más ligero, tiene propie-dades singulares, por eso a menudo no se le co-loca en ninguno de los grupos. En la tabla periódica los elementos se clasifican en filas, periodos, y columnas, grupos o familias. Todos los elementos de un grupo tienen pro-piedades químicas semejantes. Mendeléiev ordenó los elementos de menor a ma-yor masa atómica, aunque en dos ocasiones (Ar y K, Te y I) tuvo que invertir el orden para que los elementos se situaran en el grupo que les corres-pondería por sus propiedades químicas. LEY PERIÓDICA MODERNA En el presente siglo se descubrió que las propie-dades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódica-mente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus núme-ros atómicos"

El número del periodo nos da el número total de capas u órbitas de los átomos. Una línea quebrada separa, aproximadamente, los metales (que se sitúan a la izquierda de la línea) y los no metales (a la derecha). Empieza en el Boro (B) A izquierda y derecha de la línea que divide me-tales y no metales se sitúan una serie de elemen-tos (trama oscura) que tienen propiedades de am-bos, son los llamados semimetales o metaloides.

Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su última capa o capa de valencia, de ahí que tengan unas propiedades químicas simila-res. Las propiedades químicas de los elementos están íntimamente ligadas a la estructura electrónica de su última capa.

Los gases nobles tienen una estructura

electrónica especialmente estable que se corresponde con ocho electrones en su última capa: ns2p6 (excepto el He que tiene dos).

Todos los elementos tiende a adquirir la

estructura de gas noble. Para eso tratan de captar o perder electrones.

Los elementos, como los halógenos o anfíge-

nos, a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la configuración de gas noble, tienen mucha tendencia a captar elec-trones transformándose en iones con carga ne-gativa. Se dice que son muy electronegati-vos. En general los no metales son elemen-tos electronegativos y tienden a captar elec-trones para dar iones negativos.

Los elementos, como los alcalinos o alcalinoté-

rreos, que están muy alejados de la configura-ción del gas noble siguiente, les resulta mucho más sencillo perder uno o dos electrones y ad-quirir la configuración electrónica del gas noble anterior. Por tanto, mostrarán mucha tendencia a formar en iones con carga positiva. Se dice que son muy poco electronegativos. En ge-neral los metales son poco electronegativos y tienden a perder electrones para dar iones positivos.

Los metales tienen energías de ionización

bajas (cuesta muy poco arrancarles un electrón), la razón es bastante sencilla: si tien-


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den a ceder electrones bastará con comuni-carles muy poca energía para que los cedan.

Los no metales, sin embargo, muestran energ-

ías de ionización elevadas: si lo que quieren es captar electrones mostrarán muy poca ten-dencia a cederlos. Por tanto, habrá que comu-nicarles mucha energía para arrancárselos.

Los electronos de los últimos niveles son los res-ponsables de las propiedades de los elementos, fundamentalmente de la reactividad

Disminución de electronegatividad Disminución de electroafinidad Disminución del potencial de ionización Aumento del radio atómico.

Aumento de electronegatividad Aumento de electroafinidad Aumento del potencial de ionización Disminución del radio atómico.

VALENCIA La valencia es el número que expresa la capaci-dad de combinación de un átomo con otros para crear un compuesto. Se trata de una medida de la cantidad de enlaces químicos que forman los áto-mos de un elemento químico. Existen dos tipos de valencia. Valencia positiva máxima: Es el número positivo que expresa la máxima capacidad de combinación de un átomo y que coincide con su grupo en la Tabla Periódica de Elementos. Valencia negativa: Es el número negativo que refleja la capacidad del átomo para combinarse con otro que esté actuando con valencia positiva. 10 Predicción de formulas mediante el

uso de la tabla periódica.

Para escribir la formula de una sustancia inorgá-nica, se debe saber que se forma por medio de enlaces químicos de tipo iónico, es decir se une partículas iónicas positivas (llamadas cationes) con partículas iónicas negativas (llamadas anio-nes), por atracciones electrostáticas. Los cationes son los átomos que por su baja elec-tronegatividad pierden electrones de la última capa de su configuración electrónica y los aniones que son los que por su alta electronegatividad gana electrones en el intento del enlace químico, para lograr cada uno tener ocho electrones en su última capa como lo tienen los gases inertes. Al escribir la fórmula química, el catión se coloca del lado izquierdo y el anión del lado derecho. La cantidad de electrones que pierde el átomo es la carga eléctrica positiva que adquiera el catión y la cantidad de electrones que gana el átomo es la carga eléctrica negativa que adquiere el anión. A esta carga eléctrica se le llama número de oxida-ción. Por ejemplo: La sal común (o de cocina), que en la nomencla-tura química es cloruro de sodio (NaCl) el átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro, por lo dicho el sodio tiene un número de oxidación (va-lencia) de +1 y el cloro -1. Para formular con soltura y rapidez es, por lo tan-to, necesario conocer las valencias de los distintos elementos químicos al menos las de los que inter-vienen en los compuestos de uso más frecuente, pues los otros forman compuestos de aplicación muy especificas y su valencia podemos deducir por su posición en el sistema periódico. La formula química y el nombre de sustancias se escribe aplicando las reglas establecidas por la UNION INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA (Siglas en inglés I.U.P.A.C)


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ESTRUCTURA DE LA MATERIA: En la antigua Grecia dos concepciones compitie-ron por dar una interpretación racional a cómo estaba formada la materia. Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles, lla-madas átomos. Entre los átomos habría vacío. Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego. La teoría de los cuatro elementos fue la aceptada durante muchos siglos. Siguiendo la teoría aris-totélica los alquimistas (que están considerados como los primeros químicos) intentaban obtener la Piedra Filosofal que les permitiría transmutar los metales en oro, curar cualquier enfermedad y evi-tar, incluso, la vejez y la muerte. 11 Teoría atómica de Dalton. La teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es disconti-nua: • La materia está formada por partículas muy

pequeñas llamadas átomos, que son indivi-sibles y no se pueden destruir.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los dife-rentes elementos tienen pesos diferentes.

• Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones quí-micas.

• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

• Los átomos de elementos diferentes se pue-den combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

• Los compuestos químicos se forman al unir-se átomos de dos o más elementos dis-tintos.

Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos, al combinarse para formar compues-tos guardan relaciones simples. Los átomos de

elementos diferentes se pueden combinar en pro-porciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forma monóxido de carbono (CO), mien-tras que dos átomos de oxígeno con uno de car-bono, forman dióxido de carbono (CO2)

Si dos elementos forman más de un com-puesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del se-gundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

12 Composición de las sustancias Una sustancia es cualquier variedad de materia de composición definida y reconocible. Las sustan-cias se clasifican en sustancias puras y mezclas. SUSTANCIA PURA: Es un material homogéneo que siempre tiene la misma composición fija e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son siempre las mismas. Algunas pueden des-componerse mediante procesos químicos en otras sustancias más simples; por ejemplo, el Cloruro de sodio (sal común), el azúcar. Las sustancias puras se clasifican en dos tipos: elementos y compuestos; ambos son homogéneos ya que mantienen sus propiedades características.

Los elementos Son también denominados sustancias sim-ples elementales que constituyen la materia. Se combinan para formar los compuestos. Los compuestos Son denominados también Sustancias Compuestas; están formados por dos o más elementos unidos químicamente en propor-ciones fijas de masa.


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Los compuestos son muy abundantes en la natu-raleza, pero también son sintetizados en el labo-ratorio. Los compuestos pueden descomponerse en sus elementos constitutivos o sustancias sim-ples empleando técnicas específicas de separa-ción. Ejemplos de algunas sustancias puras. Hierro, Sodio, Aluminio, Cobre, Zinc Oxigeno, Hidrogeno, Cloro, etc. MEZCLAS: Una mezcla es un material formado por la unión de dos o más sustancias en propor-ciones variables y que cumplen con las siguientes condiciones:

• Las sustancias componentes conservan sus propiedades.

• Las sustancias componentes son separa-bles por medios físicos o mecánicos.

• Las sustancias componentes pueden inter-venir en cualquier proporción

• Las mezclas, en su formación, no presen-tan manifestaciones energéticas.

REPRESENTACIÓN DE LAS SUSTANCIAS: Para representar las sustancias se emplean fórmulas, que son combinaciones de símbolos de elementos químicos y números que se colocan como subíndices e indican cuantos átomos de cada tipo hay en una molécula o cristal de esa sustancia. Ejemplos:

SUSTANCIA FÓRMULA COMPOSICIÓN

Metan CH4 Un átomo de C y 4 átomos de H

Oxígeno O2 Dos átomos de oxígeno

QUÉ OCURRE CUANDO UNIMOS DOS SUSTANCIAS Si dejamos salir el gas hidrógeno de un globo, se mezcla con el aire sin sufrir ninguna transforma-ción. Sin embargo, si prendemos un fósforo en la boca del globo oiremos una pequeña explosión, pues el hidrógeno se combina con el oxígeno del aire y se forma una nueva sustancia: el agua. • En una mezcla, las propiedades de sus compo-

nentes no varían y estos se pueden separar por medios físicos.

• En una combinación, los componentes pier-den sus propiedades como consecuencia de una transformación química.

13 Naturaleza de las cargas eléctricas

La materia que nos rodea está formada por átomos que constan, a su vez, de protones, neutrones y electrones. Los protones y elec-trones tienen una propiedad que se conoce con el nombre de carga eléctrica. Esta carga eléctrica puede ser de dos tipos. Los proto-nes tienen carga...

Un átomo a su vez está compuesto por pequeños elementos: Protón. Tiene carga eléctrica positiva, se en-

cuentra localizado en el núcleo. Neutrón. No tiene carga eléctrica. Se sitúa en el

núcleo junto con los protones. Electrón. Posee carga eléctrica negativa y se

encuentra en la corteza. Normalmente, los átomos de los cuerpos tienen tantos protones como electrones, por lo que tendrán tantas cargas eléctricas positivas como negativas. Esto hace que sean neutros. Pero los átomos pueden ganar o perder electrones y con-vertirse en iones. De esta forma, los cuerpos neu-tros pueden adquirir una carga eléctrica. • Cuando los átomos ganan electrones, el cuerpo

adquiere carga eléctrica negativa. • Cuando los átomos pierden electrones, enton-

ces el cuerpo adquiere carga eléctrica positiva.

COMO SE CARGAN LOS CUERPOS La forma como se cargan los cuerpos pueden ser:


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• Carga por fricción

En la carga por fricción se transfiere gran can-tidad de electrones porque la fricción aumenta el contacto de un material con el otro

• Carga por contacto

Por ejemplo, si se pone en contacto una varilla cargada con un cuerpo neutro, se transferirá la carga a este

• Carga por inducción

La inducción es un proceso de carga de un objeto sin contacto directo. Cuando un cuerpo con carga eléctrica se aproxima a otro sin car-ga, en el cual sus cargas dispongan de mo-vimiento libre

• Carga por el efecto fotoeléctrico Es la emisión de partículas eléctricamente car-gadas al momento de hacer incidir sobre él una radiación electromagnética (luz visible o ultra-violeta, en general)

• Carga por electrolisis

Es cuando los componentes inorgánicos y orgánicos se ionizan al momento de ser fundi-dos o al disolverse en agua u otros líquidos. Esto quiere decir que se vuelven en especies químicas que se encuentran cargadas positivas o negativamente.

• Carga por el efecto termoeléctrico

Es la electricidad generada por la aplicación de calor a la unión de dos materiales diferentes


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14 Los iones Son átomos, o grupos de ellos, que han perdido o ganado uno o más electrones de manera que ad-quieren una carga eléctrica positiva o negativa respectivamente. Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones y los cargados positivamente, conse-cuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes.

Cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se convierte ( ) en el catión Na+:

Na - 1 e- Na+ Si un átomo de oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O2- :

O + 2 e- O2- Cuando un ion sencillo se une con moléculas neu-tras o con otro ion de signo opuesto que no com-pensa totalmente su carga, se forma un ion com-plejo. Tal es el caso del ion amonio NH4

+ producido por la unión del ion hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3:

H + NH3 NH4+

A la temperatura ambiente, los iones de signo opuesto se unen entre sí fuertemente 14 El átomo Átomo, la unidad más pequeña posible de un ele-mento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía conce-birse. Esa "partícula fundamental", por emplear el

término moderno para ese concepto, se conside-raba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible"

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctri-camente neutro. Si por el contrario posee un exce-so de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion. 16 Números atómicos de los elementos Es el número de protones que tiene un átomo y se representa con Z. Como los átomos son neutros, Z nos indica en cierto modo el número de electro-nes. Por tanto, Número de protones = Número de electrones. La suma del número de protones y neutrones se denomina Número Másico: (A). Simbólicamente cada núcleo de un determinado elemento indicando el número atómico y el núme-ro de protones se representaría así:

A: Número de masa Z: Número de protones o número atómico Cada elemento químico se caracteriza porque tiene un Z (número atómico) diferente, es decir, un número de protones diferentes. Si nos fijamos en


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la tabla periódica, los elementos químicos están ordenados según su número atómico, Z. Al ir su-mando un protón vamos pasando de un elemento a otro. Ejercicios: 1. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12

electrones. ¿Cuál es su número atómico? R: El número atómico es 12, porque el número de

protones y electrones son iguales. 2. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxí-

geno-18, se diferencian en: R: El número de neutrones 3. Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y

108 neutrones. ¿Cuál es su representación adecuada?

R: La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número ató-mico, pueden tener distinto número de neutrones. 17 Isótopos de los elementos Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. Representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respecti-vamente, a la izquierda del símbolo del elemento. Cada elemento químico se caracteriza porque tiene un Z (número atómico) diferente, es decir, un número de protones diferentes. Si nos fijamos en la tabla periódica, los elementos químicos están ordenados según su número atómico, Z. Al ir su-mando un protón vamos pasando de un elemento a otro. Elemento Número atómico (Z)

Ca 20 He 2 O 8 Cl 17 Fe 26 Ag 47 Hg 80

No se debe olvidar que Z determina el elemento químico del que se está hablando. Así, un átomo que tenga número atómico 3, será siempre Litio. Número de masa = Número de protones + Número de neutrones

A = Z + N Número de Neutrones = Número de masa – Número de protones

N = A - Z

Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones. El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7 neu-trones), que se representan como:

El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono). Al otro isótopo se le denomina carbono-13. El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente

Hidrógeno deuterio tritio La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo.

HIDROGENO 1 protón 1 electrón

DEUTERIO 1 protón 1 electrón 1 neutrones

TRITIO 1 protón 1 electrón 2 neutrones

18 Masa atómica Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en re-poso. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad


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de masa de los protones y neutrones pertenecien-tes a un único átomo en estado de reposo Para asignar las masas atómicas se define la uma que es la doceava parte del peso del 12C. 1uma = 1.6605 x 10-24g y 1g = 6.022 x 1023 uma Veamos unos ejercicios de aplicación: La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Sa-biendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag =44%. Deducir el peso atómi-co de la plata natural.

19 Teoría atómica moderna

quimica 4

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