Cuadernillo 4TO AÑO QUIMICA

INSTITUTO DEL ESPÍRITU SANTOQUÍMICA 4° AÑO PROFESORAS: CLAUDIA ANDRIGHETTI PAOLA MEDRANO - 2015 - ÍNDICE de CONTENIDOS y PROGRAMA ANUAL Unidad 1 - Estructura atómica y Tabla periódica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Modelo atómico de Thompson. Modelo atómico de Rutherford. Modelo atómico de Bohr. Número atómico y número másico. Isótopos. Representación de los átomos: grupo y período. Tabla periódica de los elementos. Clasificación periódica de los elementos. Propiedades periódicas. Modelo atómico moderno: orbitales. Subniveles. Configuración electrónica. Números cuánticos. Relación entre la configuración electrónica de un elemento y su ubicación en la tabla periódica.  Guía de Ejercitación UNIDAD N°1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Unidad 2 - Uniones químicas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Formación de iones. Uniones iónicas y covalentes. Estructura de Lewis. Unión covalente simple, múltiple y coordinada. Propiedades de compuestos iónicos y covalentes. Teoría de la Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV). Uniones intermoleculares: influencia en las propiedades de un compuesto.  Guía de Ejercitación UNIDAD N°2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Unidad 3 - Teoría atómica molecular clásica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Átomos y moléculas: masa de átomos y moléculas. Unidad de masa atómica. Unidad de cantidad de sustancia: el mol. Número de Avogadro. Masa de un mol de moléculas: número de moléculas. Masa de un mol de átomos: átomo - gramo. Volumen molar. Formula mínima y molecular.  Guía de Ejercitación UNIDAD N°3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Unidad 4 - Compuestos químicos inorgánicos. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Número de oxidación: reglas de asignación. Compuestos binarios. Óxidos ácidos y básicos. Hidrácidos e hidruros metálicos. Compuestos ternarios: Hidróxidos y oxácidos. Reacciones de neutralización: obtención de sales binarias y sales ternarias. Reglas de nomenclatura. Ecuaciones de formación. Principales características de cada familia de compuestos inorgánicos.  Guía de Ejercitación UNIDAD N°4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Unidad 5 - Sistemas materiales y Leyes gravimétricas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Sistemas materiales. Clasificación. Métodos de separación y fraccionamiento. Composición centesimal. Sustancias puras. Elemento químico. Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Ley de las propiedades definidas (Proust). Ley de las proporciones múltiples (Dalton). Ley de las proporciones equivalentes.  Guía de Ejercitación UNIDAD N°5. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . GUÍAS DE LABORATORIO         Átomo de Bohr. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Distribución periódica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Uniones Químicas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Geometría molecular. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Compuestos inorgánicos. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Sistemas Materiales - Métodos de Separación y Fraccionamiento. . . . . . . . . . . . . . . Leyes Gravimétricas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Concepto de mol . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . CRITERIOS DE EVALUACIÓN Al terminar el año el alumno deberá: - Aprobar las instancias formales e informales de evaluación propuestas. - Aprobar los trabajos de laboratorio con sus respectivos informes de investigación. Los instrumentos de evaluación serán: - Evaluaciones de control parciales. - Pruebas escritas al terminar cada unidad didáctica. - Trabajos de laboratorio con elaboración individual o grupal de informes. - Trabajos en clase, guías de problemas. - Aplicación de técnicas de estudio trabajadas en clase. AUSENCIAS a instancias de evaluación - En caso de ausencia a una evaluación escrita u oral, con justificativo o no: el primer día que el alumno asista a clase de la materia deberá estar en condiciones de ser evaluado por el profesor. En caso contrario, el alumno se hace responsable de la nota correspondiente: 1 (uno). - En caso de retraso en la entrega de informes de laboratorio: Los informes pueden ser entregados en forma escrita, impresa o virtual por e- mail. Es parte de la calificación del TP e Informe de Laboratorio la entrega en tiempo y forma de dicho trabajo. Por lo tanto, sin importar el motivo por el cual el informe no sea entregado, esta falta conlleva una disminución en la calificación final del informe, si el retraso supera los 3 (tres) días, la calificación será de 1 (uno). - En caso de lecciones orales con presentación de material elaborado en forma grupal: La fecha de presentación es avisada con tiempo prudencial por el docente. Usualmente la calificación se divide en Grupal: (material y trabajo en grupo) Individual:( Lección y contenido)  Si falta el material: Se verá reflejado en una disminución de la nota grupal.  Si falta un integrante del grupo: El profesor puede decidir evaluar ese mismo día, según su criterio, o puede coordinarse una nueva fecha de lección, disminuyendo la nota grupal. Teniendo en cuenta que en un trabajo grupal todos forman parte de la nota.  Tomar las medidas necesarias para que el encargado/a de llevar el material requerido, esté presente el día de la lección. Ya que perjudica a todo el grupo, tomar conciencia todos los integrantes con respecto a este tema. UNIDAD N°1 ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA (PROPIEDADES PERIÓDICAS) UNIDAD Nº 1: ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Evolución histórica de las ideas acerca del Átomo Algunos historiadores sostienen que un pensador griego llamado Leucipo, que vivió alrededor del año 500 a.C, fue el primero que mencionó la idea de que la materia es discontinua, es decir, que está formada por partículas sumamente pequeñas. Unos años más tarde (aproximadamente en el año 460 a.C) nació en Abdera, una colonia griega quien sería el filósofo Demócrito, que desarrolló una teoría más completa. Demócrito afirmaba que la materia se podía dividir hasta cierto límite y llamó átomo a la menor porción de materia que se podía obtener. Según Demócrito, los átomos eran absolutamente sólidos, indivisibles e indestructibles, y se diferenciaban entre sí por sus distintas formas y tamaños. Además eran tan pequeños que no se podían observar a simple vista. Pero los contemporáneos de Demócrito, y la mayoría de los pensadores que vinieron después de él se dejaron llevar más por el sentido común que por el razonamiento lógico, por eso la idea de átomo cayó en el olvido durante más de dos mil años. A principios del año 1800, el físico y químico inglés John Dalton enunció una serie de hipótesis que explicaban cómo se forman las distintas sustancias al unirse los átomos de diferentes formas. Las hipótesis de Dalton fueron rápidamente aceptadas por sus colegas, pues estaban basadas en hechos y datos experimentales que él documentó y fundamentó. Casi un siglo después de que Dalton enunciara su teoría atómica, la idea de que los átomos eran indivisibles e indestructibles tuvo que ser modificada. Ciertos descubrimientos, como el de la electricidad, llevaron a los científicos a suponer que los átomos no eran indivisibles ni indestructibles, como se creía hasta entonces, sino que tenían en su interior partículas más pequeñas aún. MODELO ATÓMICO DE THOMSON En 1897, el físico Joseph J. Thomson descubrió la existencia de unas partículas subatómicas con carga negativa a las que llamó electrones. Pero como la materia en condiciones normales, es eléctricamente neutra, sostuvo que debía existir algo con carga eléctrica positiva que compensara la negativa. Así un año más tarde propuso un modelo, conocido como el modelo del “budín de pasas”, que consistía en una esfera maciza con carga eléctrica positiva, con los electrones incrustados en ella, de forma tal que en su totalidad resultara una partícula eléctricamente neutra. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD En 1911, 11, el químico inglés Ernest Rutherford, mientras se hallaba investigando el fenómeno de la radiactividad, observó con sorpresa que en sus experimentos ocurrían ciertos hechos que no se podían explicar si se consideraba al átomo como una esfera maciza. Rutherford haciendo incidir un haz de rayos alfa sobre una lámina de oro, observó que: - Algunos rayos eran reflejados - Algunos rayos sufren pequeñas desviaciones - La mayoría no se desvían Como los rayos alfa eran partículas positivas, si se reflejaban refleja era porque que se encontraba con partículas que tenían igual carga .Si se desviaban era porque la partícula era de signo contrario entonces atraía a la partícula alfa (positiva); pero como las desviaciones eran pequeñas, las partículas negativas (electrones) debían ser ser pequeñas. Si no se desviaban era porque en el átomo había grandes espacios vacíos. En consecuencia el modelo de Rutherford era el siguiente: Suponía que el átomo era una esfera con mayor parte de espacio vacío, con las cargas negativas (electrones) en la periferia (con muy poca masa) y un núcleo en el centro donde se encontraba la carga positiva, a, que más tarde llamó protones. El problema consistía en que al estar los electrones separados del núcleo positivo, éste lo tendría que atraer, por lo tanto el electrón no podía estar quieto, y concluyó diciendo que giraban alrededor del núcleo constantemente. MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1913, el físico danés Niels Bohr consideró que el electrón se mueve alrededor del núcleo sobre una circunferencia por lo tanto genera una fuerza centrífuga que evita que caiga, pero sufre otro inconveniente: al girar tiene que consumir energía y al consumirla cada vez se acercaría más al núcleo hasta ser absorbido. absorbi Para evitar esto,, Bohr asumió 3 postulados: - El electrón se podíaa mover alrededor del núcleo sólo en ciertas órbitas. - Estas órbitas eran estados definidos del átomo en que éste era estable y no emitía energía. - Si un electrón absorbía o emitía energía saltaba de una órbita a otra .Esta energía estaba "empaquetada”. A ese ese paquete se lo llamó cuanto o fotón. fotón Este modelo es el planetario (se se asemeja al sistema solar) solar). Más tarde se descubrieron otras partículas que se encontraban en el núcleo atómico y que no tenían carga eléctrica, pero sí aportaban masa al átomo, a las que se llamó neutrones. MODELO ATÓMICO ACTUAL En 1927 Erwin Schrödinger, físico austríaco naturalizado irlandés encontró una ecuación que relaciona la energía de un sistema con sus propiedades. Llegó por lo tanto a una ecuación (ecuación de onda) que describe la probabilidad de encontrar a una partícula en un punto dado del espacio. Se puede deducir que en cualquier punto existe una probabilidad (por pequeña que sea) de encontrar una partícula. Este concepto es muy diferente al modelo de Bohr, en el cual el electrón era una partícula localizada que giraba en una órbita. Por lo tanto ahora no podemos hablar más de una ÓRBITA sino de un ORBITAL, que es una zona del espacio donde es posible encontrar al electrón. Heisenberg obtuvo los mismos resultados que Schrödinger, partiendo del PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE:" NO SE PUEDE CONOCER SIMULTÁNEAMENTE LA POSICIÓN Y LA VELOCIDAD DE UNA PARTÍCULA PEQUEÑA EN MOVIMIENTO" Resolviendo la ecuación de onda de Schrödinger, que es una ecuación de cuarto grado, encontramos como resultado el valor de cada uno de los cuatro números cuánticos, que describen íntegramente la posible ubicación del electrón en el orbital. NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL(n): describe los niveles de energía del átomo (las órbitas de Bohr). NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL (l): describe la cantidad de movimiento del electrón (masa.velocidad).Nos da el subnivel o tipo de orbital (forma de la zona donde se mueve el electrón). Se indican con las letras s (sharp) p (principal) d (diffuse) f (fundamental). NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m): da una idea de la orientación del electrón (sobre los ejes cartesianos, x, y, z). NUMERO CUÁNTICO SPIN(s):"spin" significa "giro" .Indica si el electrón está girando sobre sí mismo en sentido horario o anti horario. (valores 1/2 y -1/2). PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: en un orbital sólo puede haber a lo sumo 2 electrones con spin opuestos por orientación. Si queremos dar una secuencia de cómo están ubicados los electrones en los diferentes orbitales debemos realizar la configuración electrónica (CE). Para dicha distribución se sigue la regla de las diagonales, cumpliendo la Regla de Hünd donde un electrón no puede completar un orbital hasta que todos los orbitales del subnivel contengan al menos 1 electrón cada uno. Esto se debe hacer ya que los niveles energéticos no están todos igualmente separados en consecuencia en los niveles superiores, los subniveles de menor energía del nivel superior se superponen con los de mayor energía del nivel inferior. Dado que el orden de llenado debe corresponder a la mínima energía, dicho orden es el siguiente: ELEMENTOS QUÍMICOS, NOMBRES Y SÍMBOLOS Cuando Dalton propuso su teoría, llamó ELEMENTOS a las sustancias que no se pueden descomponer en otras más sencillas. Pero, en la actualidad, hay dos significados posibles para el término elemento. Uno de esos significados es igual al que Dalton dio en su teoría y el otro se refiere a las distintas clases de átomos que existen. Lo que define a una clase de átomo es el número de protones que posee en su núcleo. Todos los átomos que tienen el mismo número de protones en su núcleo pertenecen a la misma clase, ase, es decir al mismo elemento químico. Los símbolos químicos de los elementos son una forma de lenguaje en el que se representan los átomos de los elementos. Un símbolo está formado simplemente por una letra mayúscula o por una mayúscula y una minúscula del nombre del elemento en latín o griego. Los nombres y, por consiguiente, los símbolos de los elementos se han asignado atendiendo a diversos motivos; por ejemplo: eje existen elementos que se nombraron por planetas o cuerpos os celestes, otros cuyo nombre fue tomado de dioses de la mitología, otros que se les dio el nombre de personajes famosos, otros nombres fueron tomados de continentes, países, ciudades, otros nombrados nombrados por su color o por su nombre en latín o griego. La representación de un átomo se hace así: así A Símbolo del elemento Z 236 Ej: U 92 NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO  NÚMERO ATÓMICO (Z):: es el número de protones que hay en el núcleo del átomo y que coincide con el número de electrones en el átomo neutro.  NÚMERO DE NEUTRONES(N): (N): cantidad de neutrones en el núcleo atómico. N = A - Z  NÚMERO MÁSICO(A):: nos da la masa del átomo. Es el número de protones más el de neutrones. neutrones  ISÓTOPOS:: son átomos de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. neutrones  ISOBAROS: son átomos de elementos distintos pero con igual número másico. A=Z+N IONES: Todos los átomos son neutros, es decir que tienen la misma cantidad de protones (carga eléctrica positiva) y de electrones (carga eléctrica negativa). Pero puede ocurrir que un átomo gane o pierda electrones, y de esa manera adquiera carga eléctrica. En dicho caso se transforma en un IÓN. Los iones pueden tener carga eléctrica positiva y en ese caso se denominan CATIONES o poseer carga eléctrica negativa y se llaman ANIONES. - Los CATIONES son átomos que han perdido electrones, por lo tanto quedan con carga eléctrica positiva. - Los ANIONES son átomos que han ganado electrones, por lo tanto quedan con carga eléctrica negativa. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Durante muchos años, los químicos intentaron agrupar las sustancias elementales según las semejanzas de sus propiedades químicas. Así se llegó a construir la tabla periódica de los elementos. En ella se encuentra información tanto de la estructura de los átomos de los elementos como de sus sustancias simples. La tabla periódica actual consta de casilleros. Cada uno corresponde a un elemento, en el que se indica su símbolo. Además, dentro de cada casillero suelen encontrarse otros datos, como el número atómico y la masa atómica. La Tabla Periódica se divide en filas (horizontales) y columnas (verticales). Las filas se denominan períodos y las columnas grupos. - Hay 7 períodos que se enumeran del 1 al 7, éstos representan el número de niveles de energía que posee cada átomo donde se encuentran sus electrones. Muchos elementos que aún no han sido reconocidos ya tienen su ubicación y por eso en algunas tablas aparece el período 8. - Hay 18 grupos que se dividen en dos subgrupos A y B. En ellos se agrupan elementos que tienen propiedades químicas similares, por lo que se dice que forman familias. Algunas de estas familias tienen nombres particulares. Así, los elementos del grupo IA se denominan metales alcalinos. Los elementos del grupo IIA metales alcalino- térreos. Por otro lado los elementos del grupo VIIA son llamados halógenos y a los del grupo VIIIA se los conoce como gases raros, inertes o nobles ya que poseen 8 electrones en su último nivel lo que les da estabilidad y no reaccionan con otros átomos. La ubicación de los elementos en la tabla también se relaciona con la CE de cada uno: se ubican según cuál es el tipo de orbital (s, p, d o f) en el que termina su CE. Los elementos de los bloques s y p se llaman Representativos. Los elementos del bloque d se llaman de Transición y los del bloque f se llaman de Transición interna. Los elementos que están a la izquierda y debajo de la “escalerita” son metales. Los que están a la derecha y arriba son no metales. CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS CARACTERÍSTICA Aspecto Color Estado de agregación METALES Tienen brillo En general, plateados Son sólidos a temperatura ambiente, menos el mercurio que es líquido Puntos de fusión y ebullición Fragilidad Muy altos Conducción del calor Conducción de la electricidad Formación de iones Poco frágiles. Son maleables (pueden formar hilos o láminas) Buenos conductores Buenos conductores Tienden a perder electrones. Forman CATIONES NO METALES No tienen brillo Tienen varios colores Algunos son sólidos como el carbono, otros líquidos como el bromo y otros gaseosos como el oxígeno Muy bajos Son muy frágiles, quebradizos. Malos conductores (aislantes térmicos) Malos conductores (aislantes eléctricos) Tienden a ganar electrones. Forman ANIONES PROPIEDADES PERIÓDICAS  - - RADIO ATÓMICO: Es la distancia que hay desde el núcleo de un átomo hasta la capa más externa de un átomo. Se toma como medida de radio atómico la mitad de la distancia entre dos núcleos del mismo elemento. Si nos movemos de izquierda a derecha en un período, la carga nuclear (positiva) va aumentando porque aumenta la cantidad de protones en el núcleo (aumenta el Z) entonces atrae con mayor fuerza a los electrones que se van agregando en la misma capa. Esta mayor fuerza hace que la capa pase a estar más cerca del núcleo que antes. De esta forma, disminuye el radio atómico. Si nos movemos de arriba abajo en un grupo, los átomos tienen más capas de electrones (una más por cada período); como cada capa está más alejada que las anteriores y los electrones de las capas que quedan en el medio (electrones internos) tapan la carga nuclear, todo esto provoca que no sienta tanto la carga nuclear, entonces el radio es cada vez mayor.  - -  -  - - ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.): Es la cantidad de energía que tenemos que darle a un átomo para “sacarle” un electrón. Si nos movemos de arriba abajo en un grupo, la E.I. disminuye porque los átomos tienen cada vez más capas. Los electrones externos están cada vez más alejados entonces sienten con menos fuerza la atracción por el núcleo (carga positiva); también porque entre él y el núcleo hay más electrones que lo tapan (lo “apantallan” de la carga nuclear). De esta forma, necesitamos darle menos energía para sacarlo. Si nos movemos de izquierda a derecha en un período, la E.I. aumenta porque los electrones se van agregando en una misma capa y al mismo tiempo la carga positiva del núcleo es cada vez mayor. El electrón va a estar más atraído y nos va a costar más sacarlo. Además en un período, hacia la derecha aumenta la electronegatividad. Entonces si hacia la derecha los átomos atraen más fuertemente a los electrones, va a haber que darles más energía para poder sacárselos. CARÁCTER METÁLICO: es el conjunto de propiedades típicas de los metales como por ejemplo conducción eléctrica y térmica, dureza, brillo, etc. Aumenta de arriba hacia abajo en cada período. En los grupos disminuye de izquierda a derecha. ELECTRONEGATIVIDAD (E): es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones de una unión química. Si nos movemos de izquierda a derecha a lo largo de un período, electronegatividad la carga nuclear (positiva) va aumentando porque aumenta la cantidad de protones en el núcleo (aumenta el Z) entonces atrae con mayor fuerza a los electrones en una unión química. Si nos movemos de arriba abajo en un grupo la electronegatividad disminuye pues la atracción entre partículas de carga opuesta disminuye con la distancia. GUÍA DE EJERCICIOS UNIDAD N° 1 1. Con respecto a los modelos atómicos, indicar semejanzas y diferencias entre: a. El modelo de Thomson y el modelo de Rutherford. b. El modelo de Rutherford y el modelo de Bohr c. El modelo de Bohr y el modelo actual. 2. Utilizando la tabla periódica, indica el símbolo que representa a cada uno de los siguientes elementos químicos: a. Cloro: f. Magnesio: b. Sodio: g. Hierro: c. Carbono: h. Cobre: d. Oxígeno: i. Neón: e. Plata: j. Aluminio: 3. ¿Cuál es el nombre de cada uno de los siguientes elementos químicos? f. Pb: a. Cr: g. S: b. Au: h. Ni: c. P: i. He: d. Sn: j. Ca: e. H: 4. Indica cuales de los siguientes elementos son isotopos. 5. Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son falsas y corregirlas. a. Los átomos se representan por medio de símbolos químicos. ( ) b. Los elementos químicos se clasifican en sólidos, líquidos y gaseosos. ( ) c. Los grupos de la Tabla Periódica son los ordenamientos horizontales de elementos químicos. ( ) d. Los elementos químicos son los diferentes tipos de átomos que existen en la Naturaleza. ( ) e. Los elementos metálicos se caracterizan por ser malos conductores de la corriente eléctrica. ( ) f. En la Tabla Periódica, los elementos están ordenados de acuerdo a sus números atómicos crecientes de izquierda a derecha. ( ) g. En la Tabla Periódica hay siete grupos. ( ) h. Los elementos del grupo 17 se denominan HALOGENOS ( ) i. Los gases inertes son sustancias químicamente muy reactivas ( ) j. Los no metales se encuentran todos en estado gaseoso ( ) k. Los metales poseen brillo y son dúctiles y maleables. ( ) 6. Completar los datos faltantes: elemento atómico nºprotones ALUMINIO BISMUTO nºelectrones nºneutrones 13 27 83 CARBONO 209 6 FLÚOR 6 9 19 URANIO 92 MAGNESIO 12 12 OXIGENO 8 8 A38 C-2 16 D E+ 238 35 B+2 nºmasico 80 50 32 38 87 46 61 7. Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos, marcar su CEE e indicar período y grupo. Luego ubicarlos en una tabla muda: a. Z= 17 f. Z=20 k. Z= 6 b. Z= 54 g. Z= 9 l. Z= 26 c. Z= 28 h. Z= 47 m. Z=12 d. Z= 92 i. Z= 56 n. Z=36 e. Z= 82 j. Z= 30 8. Ordena de mayor a menor según su energía de ionización a los siguientes átomos: a. Be, C, Ca y Rb d. Li, K, N y Ne b. Mg, Cl, F y Sr e. Ba, Be, O y F c. Na, Si, S, y O 9. Ordena de mayor a menor según sus radios covalentes a los siguientes átomos: a. Be, B, K y Ca d. N, O, Na y Al b. F, Al, P y Cl e. F, K, Ca y Br c. C, Mg, Si y Sr 10. Ordena de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos: a. N, Na, Al y P b. Be, C, O y Mg c. F, Si, Cl y K 11. ¿Cuál(es) de las siguientes propiedades aumenta(n) a mayor Z en un grupo? a. energía de ionización b. Radio atómico c. Electronegatividad UNIDAD N°2 UNIONES QUÍMICAS Y GEOMETRÍA MOLECULAR (FUERZAS INTERMOLECULARES) UNIDAD Nº 2: UNIONES QUÍMICAS ¿Por qué y cómo se unen los átomos entre sí para formar moléculas? Las ideas modernas para explicar las uniones químicas tienen su origen en la teoría del octeto electrónico de Lewis. (1916). Los gases inertes, por tener ocho electrones en su último nivel, son estables, esto quiere decir que no presenta actividad química. Sus átomos permanecen libres e independientes, no se combinan. Los metales y los no metales con menos de ocho electrones en su último nivel tienen actividad química, sus átomos se unen entre sí formando moléculas constituidas por dos o más átomos. REGLA DEL OCTETO La actividad química de los metales y no metales se debe a la necesidad de adquirir una configuración electrónica similar a las del gas inerte más próximo (según su lugar en la tabla periódica), para alcanzar así estabilidad. Para esto ganan, ceden o comparten electrones formando así las uniones químicas, de esta manera alcanzan los ocho electrones necesarios para ser estables. Existen excepciones a la regla del octeto que más adelante nombraremos. NOTACIÓN DE LEWIS Para simplificar la representación de los átomos y teniendo en cuenta que las características químicas de ellos dependen generalmente de los electrones del último nivel, a cada átomo se lo representa con su símbolo y a su alrededor puntos en igual cantidad a los electrones de su último nivel, los cuales coinciden con el número de grupo al cual pertenece el átomo. UNIÓN IÓNICA FORMACIÓN DE IONES Características de la UNIÓN iónica: - Este tipo de unión es característico de los compuestos formados por un metal y un no metal. la diferencia de las electronegatividades de los átomos que se unen es muy grande, igual o mayor que 2. Dicho de otra manera, por lo general la unión iónica se da entre un metal y un no metal. Existe transferencia de electrones desde un metal a un no metal. Como resultado de una unión iónica quedarán dos partículas, una positiva y otra negativa, es decir, van a haber dos iones, de ahí el nombre de esta unión. - los metales forman cationes perdiendo entre 1 y 3 electrones y los no metales forman aniones, ganando entre 1 y 3 electrones. Características de los COMPUESTOS iónicos - Tienen puntos de fusión y ebullición altos. A temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Son solubles en agua. Fundidos o en solución, conducen la corriente eléctrica descomponiéndose. Presentan estructura cristalina iónica. No forman moléculas. UNIÓN COVALENTE Características de la UNIÓN covalente - Este tipo de unión se realiza entre dos no metales, pueden ser iguales o distintos. - La diferencia de las electronegatividades de los átomos que se unen debe ser menor a 2 y puede ser 0. - No hay transferencia de electrones. - Los electrones se comparten formando pares, donde cada elemento aporta un electrón y ambos pueden disponer de ese par. - Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, dando uniones covalentes simples, dobles o triples. - En la unión covalente dativa o coordinada el par de electrones es aportado por uno solo de los átomos. Características de los COMPUESTOS covalentes - Los puntos de fusión y ebullición son bajos. Son solubles en solventes orgánicos no polares. No conducen la corriente eléctrica ya que no tienen iones. Forman moléculas que se mantienen unidas por fuerzas débiles. Unión covalente NO polar - Cuando los átomos que forman la molécula son iguales, sus núcleos atraen con igual intensidad al par de electrones que se comparte y, en consecuencia, la distribución de las cargas eléctricas es uniforme. La molécula no presenta zonas o polos con cargas eléctricas y por ello se llaman no polares. Son ejemplos los gases simples: H2, Cl2, O2, etc. Unión covalente polar - Cuando los átomos que forman la molécula son diferentes, ambos van a ejercer diferente atracción sobre el par de electrones compartido. Esto - - determina que dicho par permanezca más tiempo en las proximidades del átomo más electronegativo. La molécula tiene una distribución desigual de las cargas eléctricas presentando un polo negativo (donde se encuentra el átomo más electronegativo) y un polo positivo (donde se encuentra el átomo menos electronegativo). Como la molécula tiene dos polos se dice que es polar. Estas moléculas son parcialmente iónicas y también se las denomina dipolos. UNIÓN METÁLICA Características de la UNIÓN metálica - Esta forma de unión se encuentra entre átomos de metales. Los átomos de los metales tienen menos de cuatro electrones en su último nivel y pueden perderlos con relativa facilidad, en cuyo caso se convierten en cationes. Por este motivo se considera que una porción de metal está constituida por un conjunto de cationes, entre los cuales se mueven con bastante libertad los electrones, formando una nube o “mar” de electrones. Características de los COMPUESTOS metálicos - Brillo característico: se debe a la movilidad de los electrones. La luz que incide sobre un metal es absorbida por los electrones libres que se mueve rápidamente emitiendo energía que se aprecia como brillo. Conductividad eléctrica: la corriente eléctrica es el desplazamiento de los electrones, los cuales llegan al metal repelen a los electrones externos de dicho metal por tener igual carga y así permiten el paso de la electricidad. Maleabilidad y ductilidad: la facilidad con que se pueden deslizar unas capas sobre otras hace que sea muy fácil producir láminas o hilos metálicos. GEOMETRÍA MOLECULAR Los átomos que forman las moléculas se distribuyen en el espacio de una manera particular, a la que se denomina geometría molecular. Conocer la forma de las moléculas es muy útil para explicar y predecir alguna de las propiedades de las sustancias; por ejemplo, su solubilidad en un solvente determinado o su punto de ebullición. A pesar de la enorme cantidad de sustancias que existen, sus moléculas pueden describirse con un número reducido de formas geométricas. Aquí nos ocuparemos solamente de las moléculas donde hay un átomo central rodeado por átomos del mismo o de otros elementos. Luego de haberse determinado experimentalmente la forma de varias moléculas, se intentó dar la explicación a los datos previamente obtenidos. Para esta explicación, N. Sidwick y H. Powell, en 1940, tuvieron en cuenta las interacciones entre los pares de electrones exteriores (de valencia), y formularon la llamada: "Teoría de la repulsión de pares electrónicos de valencia (TRePEV)", que posteriormente fue ampliada por R.J. Gillespie (1957) Según esta teoría: 1. Los electrones externos de los átomos de una molécula se encuentran en pares, ocupando determinadas regiones del espacio. 2. Los pares electrónicos se repelen mutuamente y se acomodan en el espacio de forma tal que la distancia entre ellos sea la máxima posible. 3. Los pares de electrones no involucrados en enlaces ( no compartidos) ocupan más espacio que los pares compartidos 4. Los 2 o 3 pares de electrones compartidos por los mismos átomos se consideran geométricamente en la misma situación que un enlace simple (geométricamente es como si tuviera un sólo par) Para determinar la geometría de la molécula, debemos identificar el átomo central en torno al cual se van a ubicar los restantes átomos y distribuir los electrones de a pares a su alrededor. FÓRMULA PARES DE ELECTRONES ESTRUCTURA NO COMPARTI DE LEWIS COMPARTI-DOS DOS 2 AX2 GEOMETRÍA MOLECULAR NOMBRE Lineal 2 1 Angular (120°) 2 2 Angular (104,5°) Trigonal Plana 3 AX3 3 1 Piramidal Trigonal AX4 4 Tetraédrica AX5 5 Bipiramidal Trigonal AX6 6 Octaédrica ESQUEMA LAS FUERZAS INTERMOLECULARES Las consideraciones anteriores sobre uniones químicas muestran que la estructura de los átomos determina el tipo de unión que se establece para formar las moléculas, lo cual origina diferentes estructuras moleculares. Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas se producen entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de diferente intensidad y mantienen más o menos unidas entre sí a las moléculas, determinando las propiedades que caracterizan a las diferentes sustancias. Fuerzas de London Fuerzas de Van der Waals Dipolo - Dipolo Puente de Hidrógeno - Fuerzas de London Cuando una molécula es no polar, su nube electrónica es simétrica. Pero como los electrones están en continuo movimiento, puede suceder que momentáneamente se deforme y se produzca un dipolo. Esto puede suceder por choques entre moléculas o con las paredes de un recipiente. Se dice que la molécula se polariza momentáneamente, y cuando esto sucede en una molécula, inmediatamente induce a la molécula vecina a que también se polarice. Continuamente entonces se están formando y destruyendo estos dipolos temporarios. Las fuerzas de London existen en todas las moléculas, sean polares o no. En las moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que existen. En los casos de sustancias en las que existen otras fuerzas más intensas, su efecto tiene poca importancia. Las fuerzas de London pueden explicar el pasaje de estado líquido de moléculas no polares como los gases nobles los gases biatómicos o los hidrocarburos. - Fuerzas dipolo – dipolo Cuando una molécula es un dipolo permanente se produce una atracción electrostática (como si fuera un imán) entre el extremo positivo de una molécula y el extremo negativo de la molécula vecina. Cuanto más polar sea la molécula, mayores serán estas fuerzas. Al ser permanentemente polares, estas fuerzas resultan ser mayores que las de London. - Uniones puente hidrógeno. No debes confundir la palabra “unión” que suele utilizarse para nombrar esta fuerza intermolecular. No se trata de una unión química sino una fuerza intermolecular. Para que exista unión puente hidrógeno la molécula debe cumplir una condición: que exista un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo (Flúor, Oxígeno ó Nitrógeno). Las moléculas que presentan la posibilidad de unión puente hidrogeno presentaran entonces las tres fuerzas intermoleculares (London, dip–dip y pte. Hidrogeno). En el caso del agua: Es importante que notes que la unión puente Hidrogeno es la que se produce entre el átomo electronegativo de una molécula y el hidrogeno de otra molécula, porque se trata de una fuerza intermolecular. No es la unión entre el átomo electronegativo y el hidrogeno dentro de la molécula, como muchas veces suelen confundir. Las uniones puente hidrogeno son las responsables de que exista el agua líquida a temperatura ambiente, y con ello de que exista la vida tal cual la conocemos. También son responsables de generar una estructura porosa muy estable en el hielo que hace que sea menos denso que el agua líquida y por eso flote en ella. INTENSIDAD DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES Las fuerzas puente hidrogeno son 10 veces más intensas que las dipolo permanente y estas son 10 veces más intensas que las fuerzas de London. Pero hay que tener en cuenta un factor que puede hacer aumentar mucho las fuerzas de London y es el tamaño. Cualquiera de estas tres fuerzas intermoleculares es mucho menos intensa que cualquier unión química, sea iónica, metálica o covalente. En realidad se trata en todos los casos de interacciones de tipo electrostático y lo que diferencia una unión química de las fuerzas intermoleculares es precisamente la intensidad de la fuerza que mantiene unidas a las partículas (átomos, iones o moléculas). EN CONCLUSIÓN: ¿Para qué nos sirven las fuerzas intermoleculares? Las fuerzas intermoleculares son las responsables de mantener unidas a las moléculas cuando una sustancia molecular se encuentra en el estado líquido o solido. Podemos ahora relacionar todo y llegar a comparar propiedades como los puntos de fusión o ebullición de distintas sustancias simplemente conociendo su formula química. Podemos llegar a decir en muchos casos si una determinada sustancia tendrá mayor o menor punto de ebullición que otra, u ordenar varias sustancias con respecto a su punto de fusión o ebullición. De la misma manera que se pueden analizar puntos de fusión o ebullición también se puede analizar la solubilidad. Para que dos sustancias solubles entre sí, las fuerzas intermoleculares que unen a las moléculas de cada sustancia por separado deben ser similares. Las sustancias polares se disuelven en solventes polares y las no polares se disuelven en solventes no polares. Las sustancias iónicas se disolverán en solventes muy polares, como el agua. GUÍA DE EJERCICIOS UNIDAD N° 2 1. Representar las estructuras de Lewis y las fórmulas iónicas de los siguientes compuestos: a) b) c) d) e) NaCl MgO Li2S RbCl AlF3 f) g) h) i) j) BeS CaCl2 Na2S CaO K2O 2. Indicar qué compuestos podrían formar los siguientes pares de elementos indicando su fórmula y justificar mediante las estructuras de Lewis correspondientes: a) b) c) d) e) Cl y Ba KyS O y Rb N y Li F y Al f) g) h) i) j) Be y Br Cl y Sr Cs y O S y Na F y Ga 3. Representar las estructuras de Lewis y las fórmulas semidesarrolladas de los siguientes compuestos. Indicar si la unión que presentan es polar o no polar. a) b) c) d) e) f) g) SO2 O2 HCl H2 O N2 N2O3 H2 S h) i) j) k) l) m) n) Cl2O H2 HI P2O3 Cl2 NH3 HBr 4. ¿Qué compuestos podrían formar los siguientes elementos? Propone las estructuras de Lewis y sintetiza en una fórmula molecular: a) b) c) d) e) Cl y O HyS CyH O y Se Br y O f) g) h) i) j) HyN Br y Br OyN CyO H y Br 5. Representar las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos señalando los tipos y cantidad de uniones que se producen en cada caso y dar la fórmula semidesarrollada: a) SO3 b) Cl2O3 c) I2O5 d) N2O5 e) Br2O7 f) P2O5 6. Representar las estructuras de Lewis de los siguientes hidróxidos y oxoácidos: a) b) c) d) 7. HBrO3 H2SO3 Ca(OH)2 H3PO4 e) f) g) h) Al(OH)3 HIO4 HClO2 LiOH ¿Qué compuesto podrían formar los siguientes pares de elementos? a) b) c) d) e) Cl y O OyH Li y O HyC Ca y Br f) g) h) i) Ba y F HyS PyO Al y F 8. Representar las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos y contestar: a) cloruro de bario d) sulfuro de potasio b) bromuro de sodio e) fluoruro de magnesio c) yoduro de aluminio 9. Representar los siguientes compuestos señalando con color rojo todas las UNIONES COVALENTES DATIVAS. a) Cl2O7 c) SO3 b) N2O5 d) Br2O5 10. Reconocer cada uno de los compuestos diferentes. Representar las estructuras de Lewis y señalar todos los enlaces presentes. a) b) c) d) e) f) g) h) Li2O CO2 PH3 NaOH HNO2 BaCl2 I2O7 H3PO4 UNIDAD N°3 TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR CLÁSICA UNIDAD N° 3: TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR CLÁSICA Algunos filósofos griegos, como consecuencia del razonamiento lógico, llegaron a la conclusión de que la materia es discontinua y que está constituida por pequeñísimas partículas materiales en continuo movimiento, que denominaron átomos. Estas ideas fueron retomadas por el químico inglés John Dalton, hacia 1800 y como resultado de sus observaciones y experimentos, elaboraron la teoría atómica de la materia, que rápidamente se difundió y fue aceptada. En la misma época, el físico y químico francés Joseph Gay Lussac, investigando las combinaciones de gases simples pudo establecer las leyes de las combinaciones gaseosas. Los resultados obtenidos experimentalmente por Gay Lussac mostraron un evidente error en la teoría atómica de Dalton, lo cual derivó en una áspera polémica entre ambos sabios. La dificultad pudo superarse cuando el químico italiano Amedeo Avogadro, en 1817, formuló la hipótesis molecular, según la cual la materia está formada por partículas pequeñísimas, constituidas por uno o más átomos, que denominó moléculas. De este modo, como resultado de un gran número de experimentos y el aporte de muchos científicos se ha elaborado la teoría - molecular, que permite comprender la naturaleza de la materia. Postulados de la Teoría Atómico - molecular: 1. La materia está constituida por partículas pequeñísimas y móviles denominadas moléculas las cuales a su vez pueden estar formadas por uno o más átomos. 2. Las sustancias simples están constituidas por moléculas formadas por uno o más átomos de la misma especie. 3. Las sustancias compuestas están constituidas por moléculas formadas por dos o más átomos de especies diferentes. 4. Todas las moléculas de una misma sustancia compuesta están constituidas por igual cantidad y especie de átomos. 5. Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen igual número de moléculas. Podemos entonces precisar los conceptos de átomo y molécula:  ÁTOMO: es la menor porción de materia capaz de combinarse para formar moléculas.  MOLÉCULA: es la menor partícula de una sustancia, formada por átomos, que puede existir libre y presenta todas las propiedades de dicha sustancia. En el análisis de moléculas también es conveniente precisar el concepto de:  ATOMICIDAD: es el número de átomos que contiene la molécula de una sustancia. Masas de átomos y moléculas Una de las características de los sistemas materiales es la de tener masa, por lo tanto, las partículas que los constituyen, átomos y moléculas, están dotados de masa. Debido a la extrema pequeñez de dichas partículas resulta sumamente difícil establecer los valores absolutos de sus masas. MASA ATÓMICA La cantidad de materia que constituye un átomo se denomina masa atómica y se representa con la letra A. Como los átomos tienen masas muy pequeñas resulta inapropiado expresar sus valores en gramos, por lo cual los científicos han elegido otra unidad para determinar la masa de un átomo. Dicha unidad se llama unidad de masa atómica (u.m.a) y equivale a la doceava parte de la masa del átomo de carbono. Esto significa que si a un átomo de carbono se lo divide en 12 parte, cada una de éstas tiene una masa igual a una u.m.a. u.m.a = masa del átomo de C 12 En la tabla periódica encontramos la masa atómica relativa (Ar) promedio de cada elemento. MASA MOLECULAR La masa de una molécula es igual a la suma de las masas de los átomos que la constituyen y se denomina masa molecular, representándose con la letra M. Teniendo en cuenta que la masa molecular es igual a la suma de las masas atómicas y que estas resultan de compararlas con la unidad de masa atómica, se puede establecer que: La masa molecular es un número que indica la cantidad de unidades de masa atómica que forman la molécula. Unidad de cantidad de sustancia: El Mol En el trabajo diario de laboratorio resulta imposible separar un átomo o una molécula para estudiar su comportamiento, debido a su extraordinaria pequeñez. Los investigadores, para resolver este problema, han buscado una cantidad de sustancia que contenga un número conocido de moléculas o átomos y que sea fácil de pesar o medir. En muchas actividades se usan unidades tales como la docena (12 unidades), centena (100 unidades), millar (1000 unidades), etc. En el caso de las partículas elementales que constituyen la materia, caracterizados por su pequeñez, fue necesario recurrir a una unidad que reuniera una cantidad mucho mayor de dichas partículas y que fuese fácil de determinar. Así surgió el mol, que puede definirse del siguiente modo: "Mol es la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6,02.1023 partículas elementales." La expresión "partículas elementales" puede referirse a moléculas, átomos, iones, electrones, etc. debiendo especificarse en cada caso de qué se trata. El numero 6,02.1023se denomina número de Avogadro, por ser dicho investigador quién procedió a calcularlo. MASA DE UN MOL DE MOLÉCULAS La masa de un mol de moléculas de una sustancia es igual a la masa molecular de dicha sustancia expresada en gramos Ejemplo: la masa molecular del agua es 18; luego, la masa de un mol de moléculas es 18g. Es decir que 18g de agua tienen 6,02.1023 moléculas.  Masa en gramos de una molécula Si conocemos la masa de un mol de moléculas, resulta fácil calcular la masa de una única molécula: 6,02.1023 moléculas_____________ 18g de H2O 1 molécula _____________ x = 1 moléc. x 18g = 2,99.10-23 gramos 6,02.1023 moléc. MASA DE UN MOL DE ÁTOMOS La masa de un mol de átomos de una sustancia simple es igual a la masa atómica expresada en gramos. Por ejemplo, como el A del carbono es 12, la masa de un mol de carbono será igual a 12g, o sea, que en 12g de carbono hay 6,02.1023 átomos. VOLUMEN MOLAR A partir de la hipótesis de Avogadro se puede deducir el volumen que ocupa un mol de moléculas de un gas en condiciones normales de temperatura y presión. Como los gases no tienen volumen propio y éste se puede modificar variando la presión y/o la temperatura, los científicos han acordado como "condiciones normales" (CNPT) a la temperatura de 0°C y la presión de 1 atmosfera. Experimentalmente se ha determinado que 1 mol de cualquier gas en CNPT ocupa un volumen igual a 22,4L. Volumen molar es el volumen ocupado por un mol de moléculas de cualquier sustancia en estado gaseoso y en condiciones normales de temperatura y presión (CNPT). Su valor es de 22,4L. FÓRMULA MOLECULAR DE UNA SUSTANCIA La aplicación de la hipótesis de Avogadro permitió determinar masas moleculares relativas de sustancias gaseosas, y los datos de composición centesimal, junto con la escala de masas atómicas relativas permitieron describir completamente la composición del compuesto estudiado. Pero la enunciación de todos estos datos resultaba muy engorrosa, por lo que se buscó una forma más concisa de volcar la información. Aceptando que toda la materia está formada por átomos de los diferentes elementos y qué estos se combinan entre sí en relaciones definidas para dar compuestos, se adoptó la siguiente convención: a los elementos se los representaba por símbolos (que son letras o combinaciones de letras) y a los compuestos, escribiendo los símbolos de los diferentes elementos que los componen y señalando la cantidad de átomos de cada elemento presentes en una molécula del compuesto, mediante un subíndice. A ésta representación se la denomina fórmula química. Veamos a continuación un ejemplo de cómo utilizar los datos experimentales para poder establecer esta fórmula química. Datos necesarios: Dióxido de Carbono M = 44  Masa molecular de la sustancia (M) C =12 O = 16  Masas atómicas de los elementos que constituyen la sustancia. C= 27,27% O = 72,73%  Composición centesimal de la sustancia. Procedimiento: 1) Fórmula atómica centesimal C = 27,27 / 12 = 2,27 Dividir el porcentaje de cada elemento O = 72,73 / 16 = 4,54 por su correspondiente masa atómica. Fórmula atómica centesimal: C 2,27 O4,54 Así se obtiene la fórmula atómica centesimal que indica el número de Esto indica que en 100g de dióxido de moles de átomos de cada elemento que carbono hay 2,27 moles de átomos de hay en 100g de sustancia. carbono y 4,54 moles de átomos de oxígeno. 2) Fórmula mínima Dividir la fórmula atómica centesimal por el máximo común divisor. La formula mínima expresa la menor relación que existe entre los átomos de la sustancia. 3) Fórmula molecular Para hallar la fórmula molecular se procede de esta manera: a) Calcular la masa de la fórmula mínima (Mfm), sumando las correspondientes masas atómicas. b) Dividir la masa moléculas (M) de la sustancia por la masa de la fórmula mínima (Mfm) para obtener el factor "n" (número de veces que la masa de la fórmula mínima está contenida en la masa molecular). c) Multiplicar los subíndices de la fórmula mínima por el factor "n". Así se obtiene la fórmula molecular. C = 2,27/2,27= 1 O =4,54/2,27= 2 Fórmula mínima: CO2 Entonces, la menor relación que existe entre los átomos de carbono y oxígeno en el dióxido de carbono es 1 : 2. Mfm = 12 + 16 + 16 = 44 masa de la fórmula = 44 n = M / Mfm = 44 / 44 = 1  n= 1 C1.1 O2.1, es decir que: fórmula molecular = CO2 En la mayoría de los compuestos inorgánicos la fórmula molecular coincide con la fórmula mínima. GUÍA DE EJERCICIOS UNIDAD N° 3 1) abc- Calcular cuántos moles de átomos y cantidad de átomos hay en: 46g de Sodio d- 150g de Cobre 125g de Aluminio e- 200g de Hierro 90g de Calcio 2) Calcular la masa y el número de átomos presentes en 1, 50 mol de átomos de cada una de las siguientes elementos: a- Potasio c- Mercurio b- Helio d- Uranio 3) Calcular el número y la cantidad de átomos en 310g de los siguientes elementos: a- Hierro c- Plomo b- Fósforo d- Neón 4) Completar el siguiente cuadro siempre que sea posible. ------------ Ar Mr Masa de Masa de Masa de Masa de molécula átomo 1molécula 1 átomo He Al Cl2 NH3 H2SO4 5) Se tienen 18,5g de Azufre , sabiendo que su atomicidad es 8: a- ¿Cuántos moles de moléculas de azufre corresponden a dicha masa? b- ¿Cuántos moles de átomos de azufre contienen? c- ¿Cuántas moléculas de azufre contienen? d- ¿Cuál es la masa de una molécula de azufre? 6) Se tienen 2,8 moles de moléculas de cloruro de calcio CaCl2. Calcular: a- ¿Cuántos gramos de sustancia representan? b- ¿Cuántos gramos de Ca y Cl contienen? c- ¿Cuántos átomos de Ca y Cl contienen? 7) Se tienen 8 moles de moléculas de C2H6 (etano) Calcular: a- Masa de etano que representa. b- Cantidad de moléculas. c- Masa de Carbono que contiene. 8) Se tienen 25.1023 moléculas de Dióxido de nitrógeno NO2. Calcular: a- ¿Cuántos átomos de N y O representa? b- ¿Cuál es su masa? c- ¿Cuántos moles de molécula de la sustancia representa? d- ¿Qué volumen ocupa en CNPT? (*) 9) Se tienen 32L de NH3 gaseoso CNPT. Calcular: a- ¿Qué masa de NH3 representan? b- ¿A cuántos moles de moléculas de NH3 corresponden? c- ¿Cuántos moles de átomos de H contienen? d- ¿Cuántos átomos de H contienen? 10) Calcular a partir de 200g de H2S(ácido sulfhídrico): a- Cantidad de moléculas de H2S presentes. b- Volumen de gas sulfhídrico c- Masa de azufre contenida en la masa de H2S d- Cantidad átomos de H presentes. 11) El cortisol (Mr 362,47) es un esteroide importante en la síntesis de proteínas. Tiene 69,6% C y 8,34% H en masa. ¿Cuál es la fórmula molecular? 12) La combustión de un compuesto orgánico produjo 0,5616g de CO2 y 0,2749g de H2O. Un experimento distinto reveló que la masa molar del compuesto es de 88,15g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 13) Por análisis elemental cuantitativo de 0,400g de una sustancia formada por C, H y O se obtuvieron 0,587g de CO2 y 0,239g de H2O. Experimentalmente se determinó que su masa molecular es 60. a. ¿Cuántos gramos de C, H y O constituyen la muestra? b. ¿Cuál es su composición centesimal? c. ¿Cuál es su fórmula mínima? d. ¿cuál es su fórmula molecular? UNIDAD N°4 COMPUESTOS INORGÁNICOS - NOMENCLATURA - UNIDAD Nº 4: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS En este capítulo vamos a ver un tema que es indispensable en esta ciencia: ¿cómo se nombran los compuestos químicos? En los primeros años de la química, los alquimistas (los primeros que empezaron a estudiar química) usaban distintos nombres para referirse a las sustancias. “Polvo de Algarrotti”, “sal de Alembroth”, “agua fagedênica ” o “colcotar ” eran algunos de estos. El problema es que estos nombres no decían absolutamente nada sobre su naturaleza química. Con el avance de esta disciplina era evidente que tenían que buscar nombres que expresaran eficientemente la composición de las sustancias. Para eso era necesario que existieran ciertas normar a seguir para nombrar a un compuesto. Dado un nombre, estas normas deberían ser capaces de permitirnos escribir sin duda alguna la estructura del compuesto y, dada una estructura, escribir correctamente su nombre. Así, se fue construyendo una primera nomenclatura, la llamada nomenclatura tradicional que sigue vigente hoy en día. Además, el siglo pasado la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada ( IUPAC ) estandarizó el sistema de normas, naciendo así otro tipo de nomenclatura que es la más aceptada hoy en día: la nomenclatura IUPAC. Es importante que sepas que hay ciertas sustancias en las que el uso histórico hace que se las siga llamando con su nombre más común, como por ejemplo el agua (H2O) y el amoníaco (NH3), entre otros.  EL NÚMERO DE OXIDACIÓN El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. Es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tienda a captarlos, y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tienda a cederlos. Reglas para asignar los números de oxidación. a) El número de oxidación de una sustancia simple es 0 (ej: Al, Cu, O2, H2, etc.) b) El número de oxidación del H combinado es +1 (salvo en los hidruros, combinaciones con metales, donde es -1) c) El número de oxidación del Oxígeno combinado es -2 salvo en los peróxidos (Ej H2O2 agua oxigenada, donde es -1) d) La suma de los números de oxidación (no te olvides de su signo!) de los elementos de los átomos de una molécula multiplicados por sus respectivas atomicidades es igual a 0. e) El número de oxidación de un ión (partículas con carga), es igual al de las cargas eléctricas que posee con su respectivo signo. f) El número de oxidación de los metales es siempre positivo. g) Los metales del grupo IA presentan siempre nº de oxidación +1 y los del grupo IIA, +2 h) El F que es el elemento más electronegativo, siempre presenta número de oxidación -1 i) Los demás halógenos (Br, Cl, I, At) tienen número de oxidación “– 1” en compuestos binarios formados con metales y con hidrógeno. Recordemos los distintos tipos de compuestos que pueden formar los átomos, clasificándolos según el número de átomos diferentes que los forman. Dentro de esta clasificación se pueden distinguir los compuestos binarios y ternarios. Los primeros son los que están formados por dos átomos distintos, los ternarios por tres. A la vez, cada uno de estos grupos se puede dividir en otros subgrupos que analizaremos a continuación.  FAMILIAS DE COMPUESTOS : ECUACIONES DE FORMACIÓN  CON OXÍGENO : ÓXIDOS  ÓXIDOS BÁSICOS: oxígeno + metal O2 + Me  Me2On°ox.del Me Ejemplo: O2 + 4 Na 2 Na2 O  ÓXIDOS ÁCIDOS: oxígeno + No metal O2 + No Me  NoMe2On°ox.delNoMe Ejemplo: O2 + C  CO2  CON HIDRÓGENO: HIDRUROS  HIDRUROS METÁLICOS: Hidrógeno + metal H2 + Me MeHn°ox.del Me Ejemplo: H2 + 2 Li  2 HLi  HIDRUROS NO METÁLICOS “HIDRÁCIDOS”: Hidrógeno + No metal H2 + NoMeHn°ox.mas bajo del NoMeNoMe Ejemplo: H2 + S  H2S  HIDRÓXIDOS: ÓXIDO BÁSICO + AGUA Me2On°ox.del Me + H2O  Me (OH)n°ox.del Me Ejemplo: Na2 O + H2O  2 Na(OH)  OXOÁCIDOS: ÓXIDO ÁCIDO + AGUA NoMe2On°ox.del NoMe + H2O  HaNoMeOb Ejemplo: CO2 + H2O  H2CO3  SALES BINARIAS: HIDRÁCIDO + HIDRÓXIDO Hn°ox.mas bajo del NoMeNoMe + Me (OH)n°ox.del MeMen°ox.delNoMeNoMen°ox.del Me + H2O Ejemplo: H2S + 2Na(OH) Na2S + 2 H2O  SALES TERNARIAS: OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO HaNoMeOb+ Me (OH)n°ox.del Me Mea (NoMeOb)n°ox.del Me+ H2O Ejemplo: H2SO4 + 2Na(OH) Na2(SO4) + H2O VER TODAS LAS NOMENCLATURAS CORRESPONDIENTES EN EL CUADRO DE NOMENCLATURAS. SUBGRUPO COMPONENTES CANTIDAD DE nº de oxidación TRADICIONAL 1 SÓLO Nº DE OXIDACIÓN ÓXIDOS BÁSICOS STOCK Óxido de___ Metal / NO METAL_____ menor número = ÓXIDO __ METAL/NO METAL ____OSO 2 números de oxidación mayor número = ÓXIDO ___ METAL/NO METAL ___ICO Me + Oxígeno menor número = OXIDO HIPO_ METAL/NO METAL _OSO CON OXÍGENO 3 números de oxidación número intermedio = ÓXIDO___ METAL/NO METAL ___OSO mayor número = ÓXIDO ___ METAL/NO METAL ____ICO MÁS DE 1 Nº DE OXIDACIÓN Óxido de ____Me/ NoMe______ (nº de ox. Metal/ No Metal en romano) menor número = OXIDO HIPO_ METAL/NO METAL _OSO ÓXIDOS ÁCIDOS segundo número = ÓXIDO__ METAL/NO METAL ____OSO NoMe + Oxígeno 4 números de oxidación tercer número = ÓXIDO __ METAL/NO METAL _____ICO CON HIDRÓGENO mayor número = ÓXIDO PER ___ METAL/NO METAL ____ICO 1 SÓLO Nº DE OXIDACIÓN HIDRUROS Me + H MÁS DE 1 Nº DE OXIDACIÓN HIDRÁCIDOS NoMe + H 1 SÓLO Nº DE OXIDACIÓN Hidruro de ___Metal_____ MENOR número --> HIDRURO ___ Metal___ OSO MAYOR número --> HIDRURO ___ Metal___ ICO ÁCIDO ___No Metal______HÍDRICO HIDRURO de __Me____ (nºoxid Me en nº romano) ___No Metal______URO DE HIDRÓGENO SUBGRUPO COMPONENTES FÓRMULA CANTIDAD DE nº de oxidación 1 SÓLO Nº DE OXIDACIÓN HIDRÓXIDOS Me + O + H Me (OH) número de oxidac. del metal MÁS DE 1 Nº DE OXIDACIÓN 1 SÓLO Nº DE OXIDACIÓN OXOÁCIDOS H + NoMe + O Ha NoMe Ob MÁS DE 1 Nº DE OXIDACIÓN 1 SÓLO Nº DE OXIDACIÓN SALES DE OXOÁCIDOS metal + no metal + oxígeno Me nºátomos de H ANION nºoxid Me MÁS DE 1 Nº DE OXIDACIÓN TRADICIONAL IUPAC Hidróxido de ___Metal_____ MENOR número --> HIDRÓXIDO___ Metal___ OSO MAYOR número --> HIDRÓXIDO ___ Metal___ ICO HUDRÓXIDO de __Me____ (nºoxid Me en nº romano) ÁCIDO ___NoMetal______ICO NOMENCLATURA IGUAL A LOS ÓXIDOS, CAMBIAR ÓXIDO POR ÁCIDO ÁCIDO ___NoMetal______(terminación que corresponda según n° oxidación) __NoMetal____ATO (nºde oxid. del No Me en romano) DE HIDRÓGENO ___NO METAL________ATO DE _____METAL______. menor número = __NOMETAL ____ITO _____METAL____ OSO mayor número = __NOMETAL ____ato _____METAL____ico _____NOMETAL______ATO nº de ox. DE ____METAL_______nº de ox GUÍA DE EJERCICIOS UNIDAD N° 4 1. Establecer el número de oxidación para los distintos elementos en los siguientes compuestos. a) b) c) d) e) f) g) h) i) NH3 HBr FeH3 SrH2 N2O5 SO3 MgO Cu2O Cr2O3 j) k) l) m) n) o) p) q) KOH Ni(OH)2 H2SO3 H3PO4 H4SiO4 ZnSO4 Na3PO4 K2Cr2O7 2. Escribir las fórmulas de los siguientes óxidos, dando la ecuación de formación y nombrarlos por el sistema que falte .Clasificarlos en óxidos básicos o ácidos. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m) n) o) óxido de litio óxido de cloro(VII) óxido aurico óxido de bismuto(V) óxido de calcio óxido antimonioso óxido carbónico óxido auroso 3. Nombrar: a) K2O b) Br2O7 c) P2O3 d) Cl2O e) SnO f) SO3 óxido de fosforo (V) óxido de selenio(VI) óxido de boro óxido peryódico óxido hipoyodoso óxido de bromo(III) óxido plúmbico. g) PbO2 h) I2O5 i) N2O5 4. Escribir las fórmulas y ecuaciones de obtención y nombrar por el nombre faltante: a) b) c) d) e) f) g) h) Hidróxido de sodio ácido clorhídrico sulfato (II) de hidrógeno hidróxido de cobalto (III) bromuro de hidrógeno hidróxido de platino(IV) ácido perbrómico nitrato (III) de hidrógeno i) j) k) l) m) n) o) p) hidróxido de bario ácido sulfhídrico hidróxido de oro(I) ácido sulfuroso nitrato (III) de hidrógeno ácido sulfúrico ácido hipoyodoso ácido bromico 5. Nombrar a) b) c) d) Hg(OH)2 HBrO HClO3 H2SO4 a) b) c) d) sulfato bismutoso nitrito de cadmio cloruro férrico sulfuro niqueloso e) f) g) h) Pb(OH)4 HCl Bi(OH)3 HI i) HNO3 j) HIO4 k) H2S 6. Deducir las fórmulas y las ecuaciones de obtención de las siguientes sales nombrándolas por el método restante: e) bromato(I) de aluminio(III) f) yoduro de estaño(IV) g) nitrato (V) de plomo(II) 7. Dar los nombres a las sales: a) Ag2CO3 b) Pb(IO2)4 c) LiBr d) Ca(NO2)2 8. Escribir las fórmulas y ecuaciones de obtención y nombrar por otro sistema: a) b) c) d) clorito plumboso bromato (VII) de hidrógeno sulfuro de hidrógeno óxido peryódico e) sulfato(IV) de oro(III) f) fluoruro sódico g) hidróxido cúprico UNIDAD N°5 SISTEMAS MATERIALES Y LEYES GRAVIMÉTRICAS UNIDAD Nº5: SISTEMAS MATERIALES Y LEYES GRAVIMÉTRICAS MATERIA: Es todo lo que posee masa, y ocupa un lugar en el espacio. SISTEMA MATERIAL: Porción de materia que se aísla para su estudio. PROPIEDADES DE LA MATERIA EXTENSIVAS: son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada. Ej: peso, volumen, etc. INTENSIVAS O ESPECÍFICAS: son aquellas que no varían con la cantidad de materia considerada. Ej: peso específico, punto de ebullición, color, etc. CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES HETEROGÉNEOS dispersiones groseras (tamaño de la partícula visible a simple vista) Ej: __________ dispersiones finas (tamaño de la partícula visible con microscopio) Emulsión (L/L): Ej:__________ Suspensión (S/L): Ej: __________ dispersiones coloidales (tamaño de la partícula visible con ultramicroscopio: Efecto Tyndall) HOMOGÉNEOS soluciones sustancias Ej: __________ Ej: __________ simples Ej: __________ compuestas Ej: __________ DEFINICIONES:  FASE: es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen un sistema heterogéneo.  SISTEMA HOMOGENEO: es aquel sistema que está formado por una sola fase, es decir, que tiene igual valor de propiedades intensivas en todos sus puntos y esto da como resultado una sustancia de estructura y composición uniforme.  SISTEMA HETEROGENEO: Un sistema heterogéneo en química es aquel que está formado por dos o más fases. Es identificado por razones muy simples: se pueden apreciar las distintas partes que componen el sistema.  SOLUCIÓN: es todo sistema homogéneo fraccionable, es decir que las sustancias que la componen se pueden separar por métodos de fraccionamiento.  SUSTANCIA PURA: Sistema homogéneo con propiedades intensivas constantes que no pueden ser fraccionadas. Pueden ser:  SIMPLES: Sustancia pura que no se puede descomponer en otras. Está formada por átomos de un mismo elemento.  COMPUESTAS: Sustancia pura que se puede descomponer en otras. Está formada por átomos de diferentes elementos.  DISPERSIONES FINAS: Sistema heterogéneo visible al microscopio - Suspensiones: Dispersiones finas con la fase dispersante liquida y la dispersa sólida. - Emulsiones: Dispersiones finas con ambas fases liquidas.  DISPERSIONES GROSERAS: Sistemas heterogéneos visibles a simple vista.  DISPERSIONES COLOIDALES: Sistema heterogéneo no visible al microscopio, visible al ultramicroscopio.  FASE DISPERSA: la sustancia que se encuentra en menor proporción y es insoluble en la fase dispersante.  FASE DISPERSANTE: La fase que se encuentra en mayor proporción y donde están presentes las micelas. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SISTEMAS MATERIALES Sistemas Heterogéneos: Métodos MECÁNICOS Sistemas homogéneos Soluciones: Métodos de FRACCIONAMIENTO (físicos) Sustancias Compuestas:  MÉTODOS MECÁNICOS: Métodos QUÍMICOS (descomposición)  DENSIDAD: LEVIGACIÓN: Cuando una de las fases tiene mucha diferencia de densidad con la otra y se puede arrastrar por una corriente de agua. Ej: __________ VENTILACIÓN: Cuando una de las fases es menos densa y se puede arrastrar con una corriente de aire. Ej: __________ DECANTACIÓN – Simple (sol/liq): Se deja reposar y se extrae la fase líquida (superior) con ayuda de una varilla. Ej: __________ -Con ampolla (liq/liq): Para dos líquidos no miscibles entre sí utilizando una ampolla de decantación. Ej: __________ CENTRIFUGACIÓN: Es una decantación “acelerada” por una centrifuga. Ej:__________  TAMAÑO: FILTRACIÓN: Generalmente una fase es sólida y una líquida. Ojo! El sólido debe NO SER SOLUBLE en el líquido. Ej: __________ TAMIZACIÓN: Se usa un “tamiz” donde una sustancia queda retenida y la otra atraviesa los orificios del tamiz. Ej: __________ TRÍA: Cuando uno de los componentes se puede extraer con pinza. Ej: __________  PROPIEDADES ESPECIALES IMANTACIÓN: Cuando uno de los componentes es ferromagnético. Ej: __________ FLOTACIÓN: Cuando uno de los componentes puede flotar por agregado de agua.Ej: __________ SOLUBILIZACIÓN: Se usa para sistemas donde hay dos sólidos, uno soluble en agua y otro no. Luego se filtra. Ej: __________ SUBLIMACIÓN Cuando uno de los componentes tiene la propiedad de poder volatilizar. Ej: __________  MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO: o CRISTALIZACIÓN: para separar sólidos que cristalizan de las soluciones en las que se hallan disueltos. Ej: __________ o CROMATOGRAFÍA: se basa en la distinta solubilidad de los componentes del sistema material en un determinado solvente. Ej: __________ o DESTILACIÓN - SIMPLE(sólido-líquido) Ej: __________ - FRACCIONADA (líquido - líquido). La diferencia entre los puntos de ebullición debe ser mayor de 20°C)Ej: __________ COMPOSICIÓN de un SISTEMA MATERIAL   Composición Cualitativa: cuáles son los componentes del sistema Cuantitativa: cantidad de cada componente presente en el sistema La composición cuantitativa de un sistema material se puede expresar de distintas formas, siendo una de las más sencillas la denominada: COMPOSICIÓN CENTESIMAL Esta composición se puede establecer en un sistema heterogéneo, en una solución o en una sustancia compuesta. En los sistemas heterogéneos se calcula el porcentaje de la masa de cada una de sus fases, en las soluciones el de cada uno de sus componentes y en las sustancias compuestas el de cada uno de los elementos que las constituyen. Entonces: Composición centesimal es el porcentaje de la masa de cada una de las fases de un sistema, o de los componentes de una solución o el de los elementos que forman una nueva sustancia compuesta Ejemplos de aplicación: a) Calcular la composición centesimal de un sistema formado por 30g de arena, 40g de agua y 10g de limaduras de hierro. b) Calcular la composición centesimal de una solución de 12g de sal en 80g de agua. c) Calcular la composición centesimal del agua pura, sabiendo que en su formación 2g de hidrógeno se combinan con 16g de oxígeno. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA Durante los siglos XVIII y XIX, en su afán por conocer e interpretar la Naturaleza, los científicos estudiaron intensamente las reacciones químicas mediante la realización de numerosos experimentos. Estos estudios permitieron hallar relaciones muy precisas entre las masas de las sustancias sólidas o entre los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química. Las relaciones encontradas se conocen con el nombre de Leyes fundamentales de la Química. Entre estas leyes fundamentales, las que establecen relaciones entre las masas se llaman Leyes Gravimétricas. Las principales leyes gravimétricas son: la Ley de conservación de la masa de Lavoisier; la Ley de las proporciones definidas, de Proust; la Ley de las proporciones múltiples, de Dalton y la Ley de las proporciones equivalentes, de Richter. Ley de conservación de la masa - Lavoisier La materia sufre diferentes y variados cambios, pero, en las distintas transformaciones: ¿Hay pérdida o ganancia de materia? Esta pregunta provocó no pocas discusiones entre los científicos, hasta que Antoine L. Lavoisier pudo demostrar que la cantidad de materia (masa) permanece constante, cualquier sea la transformación física o química que ocurra. para ello introdujo el uso de la balanza en las investigaciones químicas y utilizo un recipiente cerrado para aislar al sistema del ambiente, evitando así que ingresen o salgan sustancias que puedan falsear los resultados. Una de sus experiencias más destacadas fue la siguiente: introdujo una cantidad de mercurio en un recipiente lo cerró herméticamente y lo pesó. Luego calentó dicho recipiente en un horno durante doce días. Al retirarlo, observó un polvo de color rojizo de óxido mercúrico. Esto indicaba que se había producido una combinación química; sin embargo, al pesarlo nuevamente, comprobó que la masa era la misma a pesar de los cambios ocurridos. Las conclusiones de estos experimentos se denominan Ley de la conservación de la masa que puede enunciarse así: En todo sistema material aislado, la masa permanece constante, independientemente de las transformaciones físicas o químicas que se produzcan en el mismo. Como consecuencia de esta ley podemos deducir: - En las transformaciones físicas, que si se dispone de 1Kg de hielo, al calentarlo se transforma en agua líquida, pero su masa sigue siendo de 1Kg, siempre y cuando no se le agregue o quite agua. - En las transformaciones químicas se puede inferir que si 2 gramos de hidrógeno se combinan con 16 gramos de oxígeno, en un recipiente cerrado, se forman 18 gramos de agua, o sea, que la masa permanece constante a pesar del cambio que sufrieron . En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias iniciales es igual a la suma de las masas de las sustancias finales.  mi =  mf Ley de las proporciones definidas - Proust El químico francés Louis J. Proust estudió atentamente las relaciones entre las masas de los elementos que se combinan para formar una determinada sustancia compuesta, llegando a establecer que lo hacen en proporciones definidas y constantes. Así en el caso de la formación del óxido de magnesio, se observó que: - 16g de oxígeno se combinan con 12g de magnesio. - 32g de oxígeno se combinan con 24g de magnesio. - 8g de oxígeno se combinan con 6g de magnesio. mo = 16g = 32g = 8g = 4 mmg 12g 24g 6g 3 Como puede observarse, la relación entre las masas de oxígeno y magnesio es constante (4/3). Para cada compuesto existe una relación determinada de masas. La existencia de esta relación constante permitió a Proust, en 1806, enunciar la ley de las proporciones definidas: mA = K mB La relación entre las masas de los elementos que forman una sustancia compuesta es constante. Ley de las proporciones múltiples - Dalton Existen elementos químicos que en ciertas condiciones tienen la propiedad de unirse entre sí formando dos o más sustancias compuestas diferentes. El químico inglés John Dalton efectuó diversos experimentos sobre esos compuestos obteniendo conclusiones de gran importancia. Por ejemplo el Hidrógeno y el Oxígeno pueden formar agua (H2O) o agua oxigenada (H2O2). En el caso del agua: mH = 2g = 1 m'O 16g 8 En el caso del agua oxigenada: mH = 2g = 1 m''O 32g 16 Comparando ambas relaciones se observa que las masas de hidrógeno son iguales (1=1), mientras que las masas de oxígeno se encuentran entre sí en una relación de número enteros y pequeños: m'o = 8 = 1 m''O 16 2 La obtención de resultados semejantes en los diferentes casos analizados, permitió a Dalton, en 1807, enunciar la Ley de las proporciones múltiples: Cuando los elementos se combinan para formar varias sustancias compuestas, mientras la masa de uno de los elementos permanece constante en dichas sustancias, las masas del otro elemento guardan entre sí una relación de números enteros y pequeños Matemáticamente se expresa así: m'A : masa del elemento A en un compuesto m'A = p m''A: masa del elemento A en otro compuesto m''A q p y q: número enteros y pequeños Ley de las proporciones equivalentes - Richter J. B. Richter fue un químico alemán que estudió experimentalmente las proporciones en que se combinan los elementos químicos, llegando a una de las leyes fundamentales de la química, llamada ley de las proporciones equivalentes. Para comprender esta ley comenzaremos por un ejemplo que facilite su interpretación: a) en el óxido de calcio: 40g de calcio se combinan con 16g de oxígeno. b) en el monóxido de dicloro: 71g de cloro se combinan con 16g de oxígeno. c) 40g de calcio se combinan con 71g de cloro para formar cloruro de calcio. Si se dispone de tres elementos A, B, C que pueden formar tres compuestos AB, BC, AC, las masas de A y de C que se combinan con una misma masa de B, son iguales a las masas con que se combinan entre sí para producir AC. En el caso de dos elementos que forman más de un compuesto, como se ha visto al considerar la Ley de Dalton, puede ser necesario multiplicar a uno de los elementos por un múltiplo o submúltiplo. Al respecto, analicemos el siguiente cuadro: SUSTANCIAS HIDRÓGENO (g) Metano 1 Dióxido de carbono Agua 1 Agua oxigenada 1 OXÍGENO (g) 8 8 8x2 CARBONO (g) 3 3 - En el metano y en el dióxido de carbono, 1g de hidrógeno y 8g de oxígeno se combinan, respectivamente, con 3g de carbono. Luego, en el agua se combinan 1g de hidrógeno con 8g de oxígeno, pero en el agua oxigenada dicha masa de oxígeno debe multiplicarse por dos. Entonces la Ley de las proporciones equivalentes, puede enunciarse así: Las masas con que se combinan dos elementos con una misma masa de un tercer elemento, son equivalentes a las masas con que se combinan entre sí o bien sus múltiplos o submúltiplos. GUÍA DE EJERCICIOS UNIDAD N° 5 1. Clasificar los siguientes sistemas en dispersiones groseras, finas y coloidales: a) b) c) d) e) f) leche sal fina y harina tinta china arena y sal clara de huevo en agua gelatina 2. A continuación se indica un ejemplo de sistema heterogéneo de dos fases, a) b) c) d) indicar cuál es y en qué estado de agregación se halla la fase dispersante y dispersa respectivamente: pequeñas gotas de aceite en agua partículas de hollín en el aire (hollín) agua condensada en la atmósfera (niebla) talco en agua 3. Dar ejemplos de los siguientes sistemas materiales: a) b) c) d) e) homogéneo de 2 componentes heterogéneo de 3 componentes homogéneo de 1 componente heterogéneo de 2 fases y 4 componentes heterogéneo de 3 fases y 1 componente 4. Dados los siguientes sistemas indicar cuáles son homogéneos y cuáles heterogéneos. Señalar para cada caso las fases (cantidad y descripción), componentes (cantidad y descripción). Proponer una secuencia de métodos para separar sus componentes. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) aire vapor de agua y aire agua y hielo agua salada arena, yodo y sal hielo, agua y talco azúcar disuelto en agua agua y alcohol seis trozos de cobre agua y aceite agua, 3 cubos de hielo y vapor de agua k) agua, tres cubitos y sal l) vapor de agua, vapor de alcohol, aire, agua y alcohol m) aceite, azúcar y agua n) agua de mar filtrada y 2 caracoles o) arena y agua salada p) arena, agua, aceite y sal q) sal, talco y limaduras de hierro 5. En un sistema químicamente cerrado, se hacen reaccionar 127,2 g de cobre (Cu) con cantidad suficiente de oxígeno (O) y se obtienen 143,2 g de óxido cuproso (Cu2O): a. ¿qué masa de oxígeno se empleó? b. ¿qué ley se cumple? 6. Se preparó óxido de cinc (ZnO) a partir del cinc metálico por tres métodos distintos, Demostrar que estos resultados están de acuerdo con la ley de las proporciones definidas. a. 1 g de cinc se calentó en oxígeno gaseoso obteniéndose 1,246 g de óxido de cinc. b. 2 g de cinc se calentaron en corriente de vapor de agua y dieron 2,492 g de óxido de cinc. c. 3 g de cinc se atacaron totalmente con ácido nítrico y el nitrato de cinc, fuertemente calentado dió 3,738 g de óxido de cinc. 7. Al analizar 100 g de compuestos que contienen yodo (I) y oxígeno se halla que el compuesto I tiene 94.03 % de I, el compuesto II tiene 84 % de I y el III tiene 75,96 % de I. Demostrar que se cumple la ley de Dalton. 8. El análisis de tres muestras arrojó los siguientes resultados, Demostrar que se cumple la ley de Richter. a. muestra I: Cl = 17,7 g y H = 0,5 g b. muestra II: Na = 2,3 g y H = 0,1 g c. muestra III: Na = 5,75 g y Cl = 8,88 g 9. Se calentaron 6,35g de cobre en presencia de oxígeno de manera que el mismo se transformó completamente en 7,95g de un óxido de cobre. ¿Cuánto oxígeno reaccionó?. Indicar la ley empleada para efectuar el cálculo. 10. Indicar si las muestras pertenecen al mismo compuesto. ¿Porqué?¿Qué ley aplica? a. MUESTRA 1 MUESTRA 2 Masa Cu 6,30g 8,82g Masa O 1,60g 1,12g MUESTRA 1 MUESTRA 2 Masa S 3,2g 4,8g Masa O 4,8g 7,2g b. 11. ¿Cuáles de las siguientes muestras pertenecen a un mismo compuesto (sustancia compuesta) y cuales a una mezcla (sistema heterogéneo o solución? MUESTRA 1 2 3 4 A 28g 14g 14g 14g B 50g 25g 12,5g 37,5g 5 50g 28g GUÍAS DE LABORATORIO 4° año Protocolo de Elaboración de informes El informe de trabajo podrá se escrito a mano (considerando la prolijidad y la ortografía) o impreso y se entregará en folio o carpeta correspondiente. Será realizado individualmente o en grupos de la cantidad de alumnos q la profesora indique. SIN EXCEPCIÓN. En el caso de ser impreso deberá cumplir los siguientes requisitos:  Letra Arial 11  Texto justificado  Tamaño de hoja A4 Debería estructurarse siguiendo los estándares universales de la comunicación científica:  CARÁTULA: (1 hoja)  Título del trabajo de laboratorio  Autor/es  Curso – Materia – Profesor/a  INTRODUCCIÓN: (2 hojas aprox.)  Planteo del problema – Hipótesis – Objetivos del trabajo  Información relevante (conceptos teóricos necesarios para desarrollar el problema) Pueden ser especificados por la profesora o será tu tarea investigar la teoría que necesitas para comprender el trabajo.  MATERIALES Y PROCEDIMIENTO (1 hoja) Descripción de los materiales y métodos de laboratorio necesarios en ésta práctica.  RESULTADOS Observaciones, pueden presentarse en forma de tablas que permiten recolectar resultados y/o gráficos que puedan reflejar alguna conclusión.  CONCLUSIÓN Elaboración de un párrafo coherente, de producción propia, original que actúe como cierre del trabajo, y exprese el análisis que podemos concluir luego de la investigación. En algunos casos, el trabajo prestará algunas preguntas que pueden ayudarte a elaborar la conclusión, nos guían en el análisis que se debería hacer. "No son preguntas que hay que responder a modo de cuestionario"  BIBLIOGRAFÍA Mínimo una consulta en libro o un artículo científico. La bibliografía se citará por orden alfabético, según el siguiente formato:  Libros: Apellido e inicial del nombre del/los autor/es. Año. Nombre de la publicación. Lugar de publicación. País.  Revistas: Apellido e inicial del nombre del/los autor/es. Año. Nombre de la publicación. Nombre de la revista y número. Páginas  Link: Apellido e inicial del nombre del/los autor/es. Año. Nombre de la publicación. Lugar de publicación. Disponible en: www.... TODOS LOS INFORMES DE LABORATORIO DEBEN CUMPLIR ESTE PROTOCOLO. DE LO CONTRARIO NO SE ADMITIRÁN. TP. De LABORATORIO: ÁTOMO DE BOHR Planteo del problema: Cuando se le da energía a un átomo éste produce la emisión de diferentes ondas. ¿Qué emisiones se producen en los diferentes átomos? En esta actividad observarás los colores producidos por la excitación de los átomos de diferentes sustancias. Información: Busca en alguna bibliografía los contenidos involucrados en este fenómeno (Espectro de emisión, excitación de átomos, modelo atómico de Bohr, espectro electromagnético). Materiales:      HCl Ácido clorhídrico (Es muy fuerte, no debe tocarte ni la piel ni la ropa) Espátula metálica Papel Sustancias indicadas Mechero Procedimiento: 1. 2. 3. 4. Limpia la espátula con la solución de HCl y luego secarla con el papel. coloca una punta de espátula de la sustancia, acércala a la llama. Observa el color de la llama. Limpia la espátula como en el punto 1. Repite el procedimiento con cada una de las sustancias que se presentan. Recuerda limpiar la espátula entre cada prueba. Recolección de datos: SUSTANCIA COLOR DE LA LLAMA Longitud de onda 1. Cloruro de calcio 2. Sulfato de cobre 3. Cloruro de sodio 4. Cloruro de bario 5. Sulfato de zinc 6. Sulfato de hierro 7. Cloruro de potasio 8. Sal dietética 9. - ? - Estas preguntas te ayudarán a elaborar tu conclusión. 1. Compara los resultados con el espectro de emisión de las sustancias ensayadas. 2. Interpreta los resultados obtenidos a partir del modelo de Bohr. 3. ¿Cuál es el uso que los científicos pueden darle a éste ensayo? TP. De LABORATORIO: DISTRIBUCIÓN PERIÓDICA Planteo del problema: Muchos elementos tienen propiedades físicas y comportamiento químico similar, esto llevó a organizarlos en la llamada Tabla Periódica. ¿cuál será la agrupación que sugieres en los siguientes elementos a partir de sus propiedades físicas? ¿La configuración electrónica de cada uno se relaciona con las propiedades físicas experimentadas? Información: Busca la Información teórica necesaria para resolver éstas cuestiones. Materiales:    Sustancia indicadas Imán Circuito eléctrico sencillo Procedimiento: A cada una de las sustancias que se enumeran a continuación, adjudícales las propiedades de manera que puedas completar la tabla. Para verificar la conductividad eléctrica, usa el circuito preparado. Para las propiedades magnéticas usa un imán. Los ensayos con algunos de los materiales, por su difícil manipulación o su toxicidad, serán efectuados por la profesora. Resultados: SUSTANCIA 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. SÍMBOLO ESTADO de agregación Prop. Magnéticas Prop. Eléctricas CE y marcar CEE Azufre Aluminio Grafito Magnesio Cinc Cobre Estaño Plomo Hierro Calcio Plata Oxígeno Mercurio Yodo A continuación:  Ubica en base a la información a cada elemento en una tabla periódica muda.  Marcar con diferente color aquellos que tienen propiedades metálicas.  Enuncia las características que has encontrado en común en algunos de ellos y justifica ¿porqué son características comunes?  ¿Qué utilidad tiene la tabla periódica? TP. De LABORATORIO: UNIONES QUÍMICAS Planteo del problema: Los diferentes elementos que conocemos se combinan para formar compuestos a través de las uniones químicas. Éstos compuestos poseen diferentes características que dependen del tipo de unión que los mantiene estables y nos permiten clasificarlos. En este trabajo vamos a describir características físicas y químicas de diferentes compuestos y con esta información podremos clasificarlos y agruparlos. Información: Busca la Información teórica necesaria para resolver éstas cuestiones. Materiales:               Agua Kerosene Cloruro de cobalto (II) Tetracloruro de carbono Sacarosa Cloruro de bario Yodo Nafta Glucosa Vaselina sólida Circuito eléctrico sencillo Tubos de ensayo Gradilla Cristalizador Procedimiento: 1. Prepara 7 tubos de ensayo con 4ml de agua. A cada uno agregarle una pizca de las sustancias sólidas y 1 ml de las sustancias líquidas. Agitar cada tubo. 2. Repetir la experiencia usando 4ml de kerosene en cada tubo de ensayo. 3. En las soluciones obtenidas comprueba la conductividad eléctrica. 4. Volcar todos los resultados en la tabla. Resultados: SUSTANCIA NOMBRE FÓRMULA SOLUBILIDAD TIPO DE UNIÓN QUÍMICA ESTADO DE AGREGACIÓN AGUA KEROSENE DISUELTA: ¿CONDUCE LA POLAR O CORRIENTE ELÉCTRICA? NO POLAR Estas preguntas te ayudarán a elaborar tu conclusión.  ¿Cómo justificas tu elección para indicar que las sustancias son polares o No polares?  ¿porqué algunas sustancias disueltas conducen la corriente eléctrica y otras no?  Predice si el agua se disuelve en el kerosene. Justifica tu respuesta. TP. De LABORATORIO: GEOMETRÍA MOLECULAR Planteo del Problema: Las propiedades de los compuestos están determinadas en primer lugar por las clases de átomos que contienen. Sin embargo, no puede considerarse de menor importancia, en cuanto afecta a las propiedades, cuál es la naturaleza y fuerza de los enlaces que mantienen unidos a los átomos ni cuál es la disposición geométrica de éstos en la molécula. En esta práctica se van a iniciar en la descripción de la estructura espacial de moléculas inorgánicas con ayuda del simulador:”MOLECULE_SHAPES” le darán forma tridimensional a las distintas estructuras analizadas. ¿ES POSIBLE PREDECIR LA GEOMETRÍA QUE ADOPTA UNA MOLÉCULA? DESARROLLO DE LA ACTIVIDAD: Para cada molécula que se te entregó en la ficha debes realizar los siguientes puntos en una hoja (en forma prolija para entregar). 1) Realizar la estructura de Lewis de cada una (Son todas uniones covalentes). Señala, si aparecen los átomos que no cumplen el octeto. 2) Indica si son moléculas Polar o No Polar. 3) Indica cuantos pares de electrones compartidos y cuántos pares de electrones NO compartidos presenta cada una. 4) Predice su geometría, dando su nombre. 5) Esquematíza la geometría de cada una en el Simulador. –con tu celular toma una foto de cada molécula, guarda el archivo con un nombre que puedas asociar a la molécula que aparece en la imagen– PUEDES RECOPILAR LA INFORMACIÓN PEDIDA EN UNA TABLA COMO ESTA: PARES DE eMOLÉCULA ESTRUCTURA DE LEWIS ¿CUMPLE OCTETO? COMPARTIDOS LIBRES POLAR NO POLAR GEOMETRÍA MODO DE ENTREGA: Se entregará a la profesora la/s hoja/s con los primeros 4 puntos el día de la práctica y se enviarán por algún medio electrónico todas las imágenes tomadas de las moléculas. El envío debe incluir la siguiente información: - Nombre de los integrantes del grupo. - Cada foto debe decir el nombre de la geometría que representa. TP. De LABORATORIO: CONCEPTO DE MOL Planteo del Problema: El concepto de mol surgió por la necesidad de establecer una relación entre lo microscópico y lo macroscópico de la materia como unidad con un significado físico. El mol se define como la cantidad de átomos de carbono que hay en 12 gramos de este elemento. El número de átomos o moléculas que constituyen un mol es de(6.02 x 1023), cifra que se conoce como número de Avogadro. Información: Busca a partir de la teoría la información necesaria para realizar el trabajo. Materiales:Balanza             Tubo de ensayo Retazos o piezas de aluminio o alambre de cobre. 4 vidrios de reloj o cuatro cajas de Petri. 2 vasos de precipitado de 500mL Clavos de fierro sin oxidar 4 vasos de precipitado de 100mL Cloruro de sodio 4 espátulas Sacarosa 4 pipetas Glucosa Etiquetas Experiencia 1 Procedimiento: Determina matemáticamente la masa molar de cada una de las sustancias indicadas. Utilizando vidrios de reloj para cada sustancia pesa en la balanza la décima parte de un mol de dichas sustancias (gramos que determinaste en la masa molar).Etiqueta cada una de las sustancias y compara entre ellas el espacio que ocupa cada décima parte del mol. Resultados y Conclusiones: Cantidad (mol) Sustancia Fórmula 1 Cloruro de sodio NaCl 1 Bicarbonato de sodio NaHCO3 1 Glucosa C6H12O6 1 Sacarosa C12H22O11 Masa molar (g) a. ¿Qué porcentaje de sodio contiene el cloruro de sodio? b. ¿Qué porcentaje de sodio contiene el bicarbonato de sodio? c. Determina los porcentajes de Carbono, Hidrógeno y Oxígeno en cada uno de los azúcares utilizados. Completa la tabla a continuación. Azúcares utilizados C H O Sacarosa Glucosa d. Cuando la sacarosa se utiliza en el cuerpo reacciona con oxígeno para liberar energía y sus productos son dióxido de carbono y agua. Investiga la ecuación balanceada de dicha reacción. Experiencia 2 Procedimiento y Resultados: 1. Pesa las muestras de cobre, hierro y aluminio que se les entregó. Registra los pesos: Cu 2 g Al 10 g Fe 20 g 2. Realiza los cálculos matemáticos necesarios para determinar el número de moles presentes en los gramos de cada uno de los elementos anteriores. Cu_____________ moles Al _____________ moles Fe _____________ moles 3. Auxiliándote en el número de Avogadro determina la cantidad de átomos presentes en cada una de tus muestras. Cu ______________átomos Al _______________átomos Fe ________________átomos Experimento 3: Procedimiento y Resultados: 1. Determina matemáticamente la masa molar (g) de cada líquido dado a continuación: Cantidad Sustancia Fórmula 1 mol Alcohol etílico C2H5OH 1 mol Agua H2 O 1 mol Agua oxigenada H2 O 2 1 mol Acetona C3H6O Masa molar (g) 2. En una balanza pesa 1 mol de cada una de las sustancias anteriores. Etiqueta cada una de ellas. Observa y compara sus volúmenes. TP. De LABORATORIO: COMPUESTOS INORGÁNICOS INTRODUCCIÓN Luego de una larga unidad teórica aprendiendo la nomenclatura de diferentes compuestos inorgánicos, tenemos el conocimiento necesario para lograr la formación en el laboratorio de un representante de cada familia de compuestos estudiada. Partiremos de la obtención de compuestos binarios para culminar en la formación de sales. Información Busca a partir de la teoría la información necesaria para realizar el trabajo. Materiales       Cinta de Mg Espátula de metal Mechero Pinza metálica Vidrio de reloj 2 Vaso de Precipitados       Agua Fenolftaleína Azul de bromotimol Cuchara de combustión Azufre en polvo Hidróxido de sodio     Ácido clorhídrico 2 Cristalizadores Pipetas Sales coloreadas PROCEDIMIENTOS FORMACIÓN DE un ÓXIDO BÁSICO Precaución: El Mg arde con luz intensa, no mires directamente la reacción.  Toma un trozo de cinta de Mg. Raspa la superficie para eliminar el óxido.  Con una pinza metálica toma el Mg y coloca el extremo en la llama del mechero. Cuando empiece a reaccionar retírala y colócala sobre un vidrio de reloj. FORMACIÓN DE un HIDRÓXIDO  Coloca el producto de la combustión en un vaso de precipitados.  Agrega 20 ml de agua.  Introduce en el vaso unas gotas de fenolftaleína. FORMACIÓN DE un ÓXIDO ÁCIDO Precaución: El gas obtenido es tóxico, NO ASPIRAR, tener la precaución que no salga del vaso de precipitado.  Toma una cuchara de combustión y colócale una punta de espátula de azufre en polvo.  Lleva a la llama del mechero , cuando comience la ignición, retíralo de la llama e introduce la cuchara en el vaso de precipitados, tapa inmediatamente con un vidrio de reloj. FORMACIÓN DE un OXOÁCIDO  Agrega 20 ml de agua en el vaso de precipitados, tapando inmediatamente. Agita con cuidado.  Coloca un trozo de papel de tornasol azul y otro de papel de tornasol rojo. FORMACIÓN DE SALES - SAL TERNARIA  En un vaso de precipitados colocar 20ml del hidróxido y 20ml del oxoácido obtenidos.  Agitar suavemente.  Colocar la mezcla en un cristalizador y rotular.  Dejar por una semana en el laboratorio para cristalizar. - SAL BINARIA  En un vaso de precipitados colocar 20ml del hidróxido y 20ml del oxoácido que se entregaron con los materiales.  Agitar suavemente.  Colocar la mezcla en un cristalizador y rotular.  Dejar por una semana en el laboratorio para cristalizar. - SALES COLOREADAS  Observar el color de cada una de las sales que se muestran en clase.  Busca la información necesaria para poder justificar el color que presenta cada una de ellas. Resultados a tener en cuenta Tomar nota de las siguientes pautas:  Observa y describe las propiedades físicas y químicas de las sustancias iníciales y después del cambio.  Detalla las propiedades físicas de las sustancias obtenidas.  ¿Qué ocurre cuando se agrega el indicador en cada caso?  Escriban la ecuación de formación y nomenclatura (todas las opciones posibles) de todos los compuestos formados.  ¿Qué características finales tiene cada una de las sales que formamos en clase? 56 TP. De LABORATORIO: LEYES GRAVIMÉTRICAS Planteo del problema: La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada por Lavoisier y otros científicos que le sucedieron. Establece un punto muy importante: “En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”. En ésta práctica vamos a comprobarla. Información: Busca a partir de la teoría la información necesaria para realizar el trabajo. Materiales:          Recipiente con tapón hermético Bicarbonato de sodio Vinagre Balanza Cobre lámina 4x2cm Mechero Pinza de metal Lija Vidrio de Reloj 57 LEY DE LAVOISIER O DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Procedimiento: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. Pesar 2 g de bicarbonato de sodio. Pesar 2ml de vinagre. Tomar nota del peso del erlenmeyer y el tapón. Colocar dentro del erlenmeyer el bicarbonato y luego el vinagre pesados, coloca rápidamente el tapón. Hay que asegurarse que el recipiente está herméticamente cerrado. Espera que bicarbonato se disuelva por completo. Coloca el sistema en la balanza y mida otra vez su masa. Retiren el tapón y vuelvan a pesar el sistema. Resultados y Conclusiones: a. ¿Qué puedes concluir sobre el cambio de masa total cuando se disuelve el comprimido? Explica. b. Ahora abre con cuidado el recipiente. ¿Qué le indica el sonido que escucha cuando quita el tapón? c. Cuando ya no se escuche nada, mida otra vez la masa del sistema. d. Explica todos los sucesos de la reacción y muestra como se evidencia la ley de conservación de la masa. e. Con base en este experimento, ¿puede concluir que los gases tienen masa? Si es así ¿cómo la determinarías? f. Escribe tu propia formulación de la Ley de Conservación de la Masa, sin utilizar el verbo conservar LEY DE PROUST Procedimiento: 1. Observar la plancha de cobre pulida. Anotar sus caracteres organolépticos. 2. Tomar la plancha con la pinza y colocar un extremo de la misma sobre el mechero.(Dejar por lo menos la mitad sin someter al calentamiento). Luego de unos segundos retirarla ,dejar enfriar y observar. Anote lo obtenido. 3. A continuación continuar el calentamiento durante un tiempo mayor .Retirar de la llama ,dejar enfriar y observar. Comparar con el cobre original (la parte que no se expuso a la llama). Anote lo obtenido. 4. Raspar suavemente la superficie negra.