Cuaderno de refuerzo Física y química_3º ESO - 6con02

CUADERNO
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REFUERZO
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Tradicionalmente se considera que el procedimiento seguido por los
científicos para llegar a resultados es el método científico. Las etapas
asignadas a este método son:
• Observación de un fenómeno.
• Interpretación del mismo con hipótesis, que han de ser contratables.
• Preparación de experimentos que permitan confirmar o rechazar la
validez de las hipótesis. Los experimentos permiten realizar las
pruebas una y otra vez variando las condiciones con el fin de obtener
los resultados más adecuados.
• Obtención de resultados y ordenación en tablas, gráficos…
• Interpretación de los resultados y elaboración de Leyes y Teorías a
partir de los mismos. La aparición de nuevas leyes origina nuevas
observaciones, y el ciclo comienza de nuevo.
CIENCIA Y MITOLOGÍA: DOS FORMAS DE ENTENDER LA NATURALEZA
“Eco era una ninfa que vivía en las montañas. El Dios Zeus, la convenció para que con su charla entretuviera a su
esposa Hera, mientras él escapaba a la Tierra para seducir a otras ninfas. Pero Hera, al descubrir tal artimaña, la
castigó condenándola a guardar silencio y a que sólo repitiera la última palabra que oía, sin pronunciar ninguna otra.
La ninfa se retiró a vivir sola consumida por el dolor; sus huesos se convirtieron en piedras repartidas por toda la
Tierra y solo queda de ella su voz, que todos oímos”.
Desde que el hombre tuvo curiosidad por
conocer lo que ocurría a su alrededor, ha tratado
de dar una explicación, más o menos científica,
de los fenómenos naturales. En un principio
recurría a razones sobrenaturales y mitos: los
dioses eran los causantes de todo. Pero cuando
aprende a conocer mejor la naturaleza,
abandona las explicaciones míticas y busca una
justificación más racional.
Así nace el conocimiento científico. Esto ocurre cuando son capaces de recibir, interpretar, comprobar y almacenar
los mensajes del mundo que nos rodea.
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1. Actualmente se conoce perfectamente el fenómeno del eco. ¿en qué consiste? ¿en qué circunstancias se origina?
Consulta una enciclopedia y trata de contestar estas preguntas.
2. “Una clasificación es un conjunto de clases en una de las cuáles y sólo en una, encaja siempre cualquier hecho u
objeto. Si tenemos una buena clasificación de hechos u objetos (una Teoría), cada nuevo hecho u objeto supone un
reto entre la Teoría y la experiencia. Pueden ocurrir cuatro casos:
1. El hecho o el descubrimiento encaja en una sola clase y la Teoría vigente se confirma.
2. Un hecho no encaja en ninguna clase y hay que ampliar la Teoría vigente.
3. Un hecho encaja en dos clases diferentes y hay que corregir la Teoría vigente.
4. Una clase permanece vacía y eso equivale a una predicción de la Teoría vigente.
El hecho o descubrimiento manda sobre el concepto clase; un solo hecho es suficiente para cambiar toda una
Jorge WAGENSBERG
teoría. En cualquiera de estos casos se gana en conocimiento”
“Clasificar”
Mundo científico Noviembre de 2000
¿Cuáles son las etapas comunes de cualquier investigación científica?
De acuerdo con el texto, ¿qué le sucede a una teoría cuando aparece un nuevo descubrimiento?
¿Qué nombre recibe una hipótesis confirmada?
MAGNITUDES FUNDAMENTALES Y DERIVADAS
Estudiar un fenómeno significa dos cosas: reconocer qué
magnitudes intervienen en él y determinar cómo están
relacionadas entre sí.
Una MAGNITUD, es cualquier característica de los cuerpos que
pueda medirse de manera objetiva. En el del tiempo de caída de
una pelota desde un balcón, intervienen magnitudes como:
distancia del balcón a la calle, tiempo que tarda en caer, velocidad con la
que cae. El tiempo y la distancia, se miden directamente, son magnitudes
fundamentales. Pero la velocidad, se mide indirectamente, utilizando una
fórmula matemática, es una magnitud derivada.
Las unidades correspondientes a las magnitudes fundamentales se llaman
unidades fundamentales o unidades patrón y las correspondientes a las
magnitudes derivadas (unidades derivadas).
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3. Cite cuatro características de una persona que sean magnitudes y otras tantas que no lo sean.
4. Una cada magnitud con su unidad
5. Las siguientes gráficas expresan la relación matemática entre dos magnitudes. ¿A
cuál de las siguientes relaciones matemáticas corresponde cada gráfica?
y = K.x y = k/x y = K.x2 y= k.x +a
Compruébalo dando valores a los parámetros a, K y x.
6. La masa de varios volúmenes del mismo material se mide y registra en la siguiente tabla
a.
¿Qué instrumentos se han utilizado para realizar
esta experiencia?
b.
¿Cómo determinarías los volúmenes de este
material, si se trata de sólidos irregulares?
c.
Representa gráficamente la masa frente al volumen
e indica qué relación existe entre ambas
magnitudes.
d.
¿Cuál será la masa de 250 cm3 de este material? ¿Y el volumen de 0,600 Kg de este material?
CARÁCTER APROXIMADO DE LA MEDIDA.
En cualquier proceso de medida se cometen errores, que se pueden disminuir realizando muchas
medidas y estimando cuál sería el valor que más se aproxima al real. En el cálculo de errores
distinguimos entre:
Aunque el EA nos indica cuánto nos hemos equivocado al hacer una medida, no nos permite
comprobar si la medida es buena o de dos mediciones cuál es la mejor. Para esto
necesitamos conocer el ER, que suele multiplicarse por 100 para expresarlo en porcentaje.
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7. Distingue entre precisión y sensibilidad de un instrumento de medida. ¿Porqué decimos que un cronómetro que
aprecia décimas de segundo, es más preciso que un reloj que aprecia segundos?
8. Observa las figuras siguientes e indica
cuál es la resolución o sensibilidad de
cada uno de los relojes representados.
9. Un cronómetro marca un tiempo aproximado de 15,6 s en una carrera, si sabemos que el valor verdadero es de
19,82 s. Calcula el error absoluto y el error relativo de esa medida.
10. Un alumno mide el volumen de gas desprendido en una reacción, realizando la experiencia 4 veces y obtiene:
100,0 cm3; 95,0 cm3; 105,0 cm3; 95,0 cm3. Halle el valor más probable para el volumen y el error absoluto de
cada medida.
11. Indique cuál es la medida de más calidad y por qué:
a.
Longitud de un folio de 29,6 cm obteniéndose un valor de 30 cm o el ancho de un pupitre de 65,0 cm, que
medido con la misma regla da como resultado 65,4 cm
b. El radio de una rueda de bicicleta de 102 ± 1cm o la longitud de una pared de 3,45 ± 0,05m
12. Indique los nombres de los siguientes materiales de
laboratorio y la utilidad de cada uno de ellos.
SISTEMA INTERNACIONAL DE
UNIDADES
El conjunto de magnitudes
fundamentales, derivadas y sus
correspondientes unidades, recibe el
nombre de Sistema Internacional de
Unidades (S.I.), una generalización del
sistema métrico decimal, cuyo uso está
aprobado en España, desde 1967.
NOTACIÓN CIENTÍFICA: Los científicos manejan cantidades muy grandes como la masa de la Tierra: 5 980 000
000 000 000 000 000 000 Kg o muy pequeñas como la masa de un electrón: 0, 000 000 000 000 000 000 000 000 000
000 91 Kg. Operar con estos números resulta muy engorroso ya que exige mucha atención para no “comerse” ningún
cero. Por eso utilizamos la NOTACIÓN CIENTÍFICA que consiste en escribir la cantidad mediante un número con
una parte entera de una sola cifra distinta de cero y una parte decimal, multiplicado por una potencia de diez con
exponente positivo o negativo. Así la masaTierra y la del electrón serían respectivamente: 5,98 .1024 Kg y 9,1.10-31 Kg.
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13. Halla cuántas veces es mayor la masa de la Tierra que la del electrón y expresa resultado en notación científica.
14. Escribe estas cantidades utilizando la notación científica:
a. 0, 000 000 032
b. 2 450 000 000 000 000
c. 7 800 000
d. 0, 000 018
15. Ordena de mayor a menor los siguientes números: a) 0,0001
b) 103
c) 10-3 d) 10 000
TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES MEDIANTE
FACTORES DE CONVERSIÓN:
El factor de conversión es una fracción en la que el numerador y el
denominador valen lo mismo, son valores iguales expresados en unidades
distintas; por lo tanto la fracción de conversión vale 1. Basta con multiplicar
la medida que queramos convertir por el factor de conversión
correspondiente.
Las cifras significativas (c.s) de una medida son todas las que se
conocen con certeza, más una dudosa; nunca daremos el resultado
con más cifras de las que aprecia el aparato de medida.
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16. Si una regla mide hasta los milímetros ¿cuáles son las cifras significativas de la longitud: 2,345 m?
Si un cronómetro aprecia centésimas de segundo ¿cuáles son las cifras significativas para un tiempo de 6,50 s?
17. Expresa las siguientes cantidades en unidades del S.I utilizando factores de conversión:
a. 2 horas 15 minutos
b. 72 Km/h
c. 0,7 g/litro
d. 2,4 .106 cm2
e. 18 mm
g. 2,1.105 µs
h. 5,8 .10-7 Gm
18. Expresar en unidades del S.I.:
a. 5,0 pies
b. 24 pulgadas
c. 100 yardas
d. 1 pinta
¿Qué cantidad es mayor: 1400 g o 1,5 Kg ; 140 minutos o 2 horas;
0,7 g/cm3 o 700 Kg/m3?
19. ¿cuánto mide el área del suelo de un gimnasio de 15 m de largo y 100 dm de ancho? ¿y el área de una revista de
0,22 m de ancho por 10 cm de largo? Expresa las medidas en cm2 y con el número adecuado de c.s.
20. Una medalla de oro tiene una masa de 3g y un volumen de 0,155 cm3. Expresa ambas magnitudes en unidades
del S.I. y halla la densidad del oro en g/cm3 y en Kg/m3.
21. Una nave espacial recorre una distancia de 1,35 millones de kilómetros en 5 días y 15 horas. Expresa ambas
cantidades en unidades del SI y calcula la velocidad media de la nave.
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El Universo está formado por materia y energía. La materia, además de otras propiedades,
posee masa y volumen y está constituida por partículas. En la naturaleza las sustancias pueden
encontrarse en tres estados físicos: sólido, líquido o gaseoso.
El estado físico de una
sustancia depende, de las
fuerzas de atracción entre
partículas (fuerzas de
cohesión) y de la agitación
térmica de éstas, caracterizada
por la temperatura a la que se
encuentra.
TEORIA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA
La Teoría cinética
explica el
comportamiento de la
materia:
•
SÓLIDOS
-
La materia (TODA)
está compuesta por
diminutas partículas
(átomos, moléculas)
Las partículas están
en continuo
movimiento. A mayor
temperatura, más
movimiento.
-
Fuerzas de atracción
entre partículas: muy
intensas.
Partículas muy próximas
entre sí, en posiciones
fijas.
Las partículas sólo
vibran alrededor de su
posición de equilibrio
LÍQUIDOS
-
Fuerzas de atracción entre
partículas: intensas.
Partículas muy próximas
entre sí pero no ocupan
posiciones fijas.
Partículas con libertad para
desplazarse, sin alejarse unas
de otras.
Los líquidos son
prácticamente
incompresibles.
GASES
-
-
Fuerzas de atracción entre
partículas: despreciables.
Partículas muy alejadas unas
de otras, en total desorden.
Partículas con total libertad
para desplazarse; chocan
entre ellas y con las paredes
del recipiente.
Los gases se
pueden comprimir
y expandir muy
fácilmente.
ESTUDIO CUALITATIVO DE LOS GASES
Las propiedades de los gases dependen de las condiciones externas.
Las variables que definen el estado de un gas son: presión, volumen
y temperatura. Cualquier variación en una de ellas hace que
cambien las otras dos:
•
•
•
Cuando la temperatura permanece constante, si se aumenta la
presión disminuye el volumen del gas.
Si la presión es constante, un aumento de la temperatura hace
que aumente el volumen del gas.
Si el volumen es constante, al aumentar la temperatura aumenta
la presión que ejerce el gas.
CAMBIOS DE ESTADO
Son procesos por los que una sustancia, al aumentar o disminuir su
energía interna pasa de un estado físico a otro.
Los cambios de estado que absorben calor se llaman cambios de estado
progresivos. Y los cambios de estado que necesitan que la sustancia se enfríe
(desprenda calor) reciben el nombre de cambios de estado regresivos.
La VAPORIZACIÓN puede producirse de dos modos: evaporación (proceso lento que se produce a cualquier
temperatura y sólo en la superficie del líquido) y ebullición (proceso tumultuoso que afecta a toda la masa del líquido y
ocurre a una temperatura fija, llamada Temperatura de ebullición).
(gráfica) Al calentar un bloque de hielo a -20ºC, sube la temperatura, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa, pero
conservan sus posiciones. Cuando se alcanza el punto de fusión (0ºC) la velocidad de las partículas es lo suficientemente alta para
que algunas puedan vencer las fuerzas de atracción del sólido y abandonan sus posiciones. La estructura cristalina se desmorona poco
a poco. Mientras dura la fusión del hielo, la temperatura se mantiene constante.
Cuando todo el hielo pase a líquido la temperatura vuelve a subir hasta llegar al punto
de ebullición (1000C): en la superficie del líquido se da el proceso de vaporización,
algunas partículas tienen suficiente energía para escapar y si la T aumenta, escapan
más partículas, el líquido se evapora más rápido. Cuando se alcanza el punto de
ebullición, la velocidad de las partículas es tan alta que la vaporización, además de
darse en la superficie, se produce en cualquier punto del interior, formándose burbujas
de vapor, que suben a la superficie. En este punto la energía comunicada por la llama
se invierte en lanzar a las partículas al estado gaseoso, y la T del líquido no cambia
(100ºC). En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando
mucho más espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la
absorben las partículas y ganan velocidad, por lo tanto sube la temperatura.
Hay sólidos, como el hielo seco (CO2 sólido) usado en espectáculos para formar nieblas, que cuando se calientan no
se funde sino que se convierten directamente en gases. Este proceso es una sublimación y, lo mismo que en la fusión o
la ebullición, mientras se produce, la temperatura permanece constante.
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22. Cuando un cristal de permanganato potásico se deposita en el fondo de un vaso con agua, ésta adquiere
lentamente un color púrpura. Explica este hecho según la Teoría cinética de la materia.
23. ¿cuáles de estos dibujos representan un sólido, un líquido o
un gas?
24. Indica en qué estado físico se encuentra, a temperatura ambiente, una sustancia cuya temperatura de fusión es de
-114ºC y cuya temperatura de ebullición es de 78ºC
25. Asocia estas propiedades al estado sólido, líquido o gaseoso:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
Volumen y forma variables.
Las partículas constituyen grupos que vibran y cambian de posición.
Volumen y forma constante.
Grandes fuerzas de atracción entre sus partículas.
Volumen constante y forma variable.
Las partículas se mueven libremente a gran velocidad.
26. Describe y justifica:
a.
Cómo se modifica la presión de un gas si manteniendo su temperatura constante, su volumen disminuye.
b.
Cómo se modifica la presión de un gas si se aumenta la temperatura pero el volumen permanece constante.
27. Explica mediante la Teoría cinética de la materia:
a.
Por qué los gases tienden a ocupar todo el espacio disponible.
b.
Por qué un gas contenido en un recipiente ejerce presión.
c.
Por qué una sustancia en estado sólido puede pasar al estado líquido.
28. La gráfica de la figura corresponde a la curva de
calentamiento de una sustancia pura:
a.
¿Qué cambios de estado tienen lugar? ¿qué
nombre reciben?
b.
¿Cuál es el punto de ebullición de esa sustancia?
c.
¿Por qué se mantiene constante la temperatura durante cada uno de los cambios de estado?
d.
¿Es lo mismo ebullición que evaporación?
29. La gráfica de la figura corresponde a la curva de
enfriamiento de una sustancia pura:
a.
¿Qué cambios de estado tienen lugar? ¿qué
nombre reciben?
b.
¿cuál es el punto de fusión de esa sustancia?
c.
Justifica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: el calor latente de cambio de estado se invierte en
aumentar la temperatura.
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Todo lo que existe en el universo está compuesto de MATERIA. La Materia se clasifica en
MEZCLAS (combinaciones de sustancias puras en proporciones variables) y SUSTANCIAS
PURAS (comprenden los COMPUESTOS y los ELEMENTOS). Los compuestos están formados
por una combinación de elementos en una proporción definida y los elementos son sustancias
formadas por una sola clase de átomos..
Si reaccionan Sodio y Cloro se obtendrá solo Na1Cl1 y no
sustancias tales como Na0.5Cl2.3 o mezclas raras.
Una mezcla es homogénea cuando tiene aspecto uniforme y no
se observan partes diferentes, y es heterogénea cuando se
observan diferentes componentes a simple vista.
Para separar los componentes de una mezcla, no existen
recetas, a menudo hay que combinar varios métodos, siempre
basados en diferencias entre las propiedades físicas de los
componentes (T ebullición, densidad, solubilidad, etc) aunque de
forma general se puede decir:
La decantación es apropiada para separar mezclas de líquidos y sólidos no
solubles, también se puede usar para separar líquidos no miscibles.
La filtración se usa para separar líquidos y sólidos no solubles con un grado de
efectividad muy alto.
La destilación para separar mezclas de líquidos con distinto punto de ebullición
La cristalización es usada para separar sólidos disueltos en líquidos.
La cromatografía. reconoce las sustancias de una disolución en base a la
diferente velocidad de difusión de éstas sobre un mismo soporte.
DISOLUCIONES
Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras en proporciones
variables. Los componentes de una disolución se denominan:
DISOLVENTE (el que está en mayor cantidad) y SOLUTO (el que está
en menor cantidad). Según el estado físico de los componentes: (tabla)
La CONCENTRACIÓN de una disolución se define como la proporción
de soluto en la disolución.
TANTO POR CIENTO EN MASA
FORMAS de expresar la
CONCENTRACIÓN de
una Disolución
TANTO POR CIENTO EN VOLUMEN
GRAMOS/LITRO
La cadena muestra lo que ocurre a medida que se añaden cantidades crecientes de soluto a un disolvente En función de
la proporción relativa de soluto y disolvente, distinguimos
La máxima cantidad de sustancia que puede disolverse en un volumen fijo de disolvente (normalmente 100 ml de agua)
a una temperatura determinada, se denomina SOLUBILIDAD. Es una propiedad característica de las sustancias.
Una disolución saturada es aquella que a una determinada temperatura, no
admite más soluto, es decir si añadimos un poco más de soluto, se depositará en el
fondo del recipiente y no se disolverá.
En general, la solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura, en cambio la
solubilidad de los gases en líquidos tiene el comportamiento contrario (su
solubilidad disminuye con la temperatura y aumenta con la presión)
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30. Asocia cada sustancia con su clasificación adecuada:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Sulfuro sódico
Gel de baño
El bronce
Moneda de 2 €
El Uranio
El gas natural
Agua azucarada
La sangre
Una mezcla muy importante para
nosotros: LA SANGRE
Es una mezcla heterogénea
Es una disolución de sólido en líquido
Es una sustancia pura, un elemento.
Es una disolución de varios metales.
Es una sustancia pura, un compuesto.
Es una mezcla heterogénea líquida.
Es una disolución de gases en gases.
Es una mezcla heterogénea viscosa.
31. De las siguientes sustancias indica cuáles son disoluciones y cuáles no:
- Lejía: hipoclorito sódico en agua _____
- Alcohol medicinal: etanol y agua _____
- Leche: agua, proteínas, grasas, palmitina C51H98O6 y azúcares ___
- Marco de las ventanas: aluminio Al _____
- Azúcar: sacarosa C12H22O11 ____
- Vinagre: agua y ácido acético C2H4O2 ____
- Coca-cola: agua, dióxido de carbono CO2, cafeína C8N4O2H10 ____
- Cable eléctrico. Cobre Cu ____
32. Indica cómo separarías los componentes de una mezcla de arena, sal y limaduras de hierro. ¿en qué
propiedades de estas sustancias te has basado para elegir el método de separación?
33. En una disolución hay 5 g de soluto y 40 g de disolvente líquido. La disolución ocupa 44 ml. Halla la
concentración del soluto en % en masa y en g/L.
34. Se disuelve 1 g de cloruro de sodio en:
a.
250 ml de agua para obtener una disolución con una concentración en g/l de:
b.
500 ml de agua para obtener una disolución con una concentración en g/l de:
35. Añadimos gramo a gramo sal sobre 280 g de disolvente. La máxima cantidad de sal que logramos disolver es 20
g. ¿cuánto vale su solubilidad en dicho disolvente?
36. ¿cuál es la concentración en tanto por ciento en masa de ioduro sódico presente en al agua del mar sabiendo que
de 180 g de agua del mar se obtienen 3 g de dicha sal?
37. Calcula la concentración en tanto por ciento en volumen de una disolución preparada con 100 ml de alcohol
etílico a los que hemos añadido agua hasta 500 ml de disolución.
38. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La disolución de glucosa
en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer. En la etiqueta de una
botella de suero de 500 cm3 aparece: “Disolución de glucosa en agua, concentración 55 g/l”.
a. ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución?
b. Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le
debe inyectar en una hora?
39. Un medicamento contra el resfriado tiene la siguiente composición por cada 5 ml de disolución: “40 mg de
trimetropina, 200 mg de sulfametoxazol, 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y otros en c.s.” Calcula la
concentración de cada componente en g/l.
40. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 %vol. ¿Qué significa ese número? ¿Qué volumen de alcohol hay en una
botella que contiene 700 ml de la bebida?
41. Como sabes, las aleaciones metálicas son disoluciones en las que los componentes están en estado sólido. Para
medir la concentración de oro en una aleación (el resto suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una
concentración de 1 quilate es de 1/24 del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro.
a. ¿Qué % en peso corresponde a una aleación de 1 quilate?
b. ¿Qué % contendrá una aleación de 18 quilates?
c. ¿Qué cantidad de oro puro posee un lingote de oro de 18 quilates de 4 kg de masa?
42. Para estudiar de qué factores depende la solubilidad de los gases en agua, medimos la masa de oxígeno y CO2
que se disuelven en 1L de agua a diferentes temperaturas, a presión constante:
Solubilidad
(g soluto/L de agua)
0ºC
20ºC
40ºC
60ºC
O2
0,07
0,04
0,03
0,02
CO2
3,3
1,7
1,0
0,6
-
¿Cómo varía la solubilidad del O2 y del CO2 al aumentar
la temperatura?
-
Ciertas especies acuáticas acostumbradas a aguas frías
pueden morir al trasladarlas a aguas cálidas. ¿Por qué?
43. A partir de la gráfica adjunta que representa la solubilidad del cloruro potásico en agua, determina:
a.
La solubilidad del cloruro potásico a 40ºC.
b.
¿qué ocurre al calentar 100 ml de disolución saturada
desde 40ºC hasta 50ºC.
c.
¿qué ocurre al enfriar 100 ml de disolución saturada de
cloruro potásico, desde 40ºC hasta 20ºC.
d.
La cantidad de cloruro potásico necesaria para preparar una disolución saturada de dicha sustancia en 250
ml de agua a 10ºC.
44. Tenemos una disolución de azúcar en agua, de concentración desconocida. Tomamos con una pipeta 10 ml de
esa disolución, los colocamos en un cristalizador, y cuando se evapora el agua, quedan 0,65 g de azúcar. ¿qué
concentración tiene la disolución?
45. Observa la curva de solubilidad del nitrato de potasio y
contesta a las siguientes preguntas:
a.
¿cuál es la solubilidad del nitrato de potasio a 25ºC y a
45ºC?
b.
La solubilidad del nitrato de potasio a 40ºC es 63 g/100
g de agua ¿Cuál es la solubilidad a 80ºC? ¿podrías
calcularla sin mirar la gráfica?
c.
Si añadimos 50 g de nitrato de potasio a 100 ml de agua
a 20ºC ¿se disolverá completamente?
d.
¿qué cantidad de nitrato de potasio se disolverá en 1 kg
de agua a 50ºC?
E
Ell á
átto
om
mo
o
Es la porción más pequeña de la materia. Los primeros en utilizar este término
fueron Leucipo y Demócrito (los atomistas), quienes creían que la materia
estaba formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES: los Átomos. Mientras
que los continuistas creían que la materia estaba formada por cuatro
elementos: agua, aire, tierra y fuego.
La primera teoría científica sobre el átomo la propone Dalton a finales del s.XIX y a partir de ahí
surgen diversos modelos. Hoy sabemos, que los átomos no son, como
creía Demócrito, indivisibles, sino que están formados por partículas
MODELOS ATÓMICOS
Año
1808
Científico
Modelo atómico
Dalton: propone en su teoría que la materia está formada por átomos muy pequeños e
indivisibles; que los átomos de un elemento son iguales entre si y diferentes a los de otros
elementos y que los compuestos se forman por combinación de átomos de diferentes
elementos en una relación de números enteros sencillos,
1897
Thomson: fue el descubridor del electrón y consideró que el átomo debía ser una esfera
maciza con carga positiva en cuyo interior estaban incrustados los electrones en número
suficiente para contrarrestar la carga positiva. Si un átomo pierde electrones adquiere carga
positiva y se convierte en un ión positivo (catión) mientras que si gana electrones adquiere
carga negativa y se convierte en un ión negativo (anión).
1911
Rutherford: Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones en
continuo movimiento, girando alrededor de un núcleo central con carga positiva (en el núcleo
están los protones y los neutrones). El átomo constituye un espacio fundamentalmente vacío y
su radio es unas 10.000 veces mayor que el del núcleo.
1913
Bohr: El átomo está formado por una zona central de carga (+) y a su alrededor están los
electrones pero no girando en cualquier sitio sino en determinadas órbitas, igual que los
planetas. En cada órbita o nivel de energía solo puede haber un determinado nº de electrones:
En la 1ª (capa K:2 e-), en la 2ª (capa L: 8 e-), en la 3ª (capa M: 18 e-).
La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus
electrones en los distintos niveles y orbitales por orden creciente de energía. La
conf. electrónica para un átomo de C (Z=6), sería C: K2 L4 (1s22s22p2)
IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
Hay más de un centenar de átomos distintos, tantos como elementos. Para
identificar un átomo utilizamos el número atómico. Un elemento está formado por
átomos que poseen el mismo número atómico.
Z = Número atómico = Número de protones de un átomo =número de electrones
(si el átomo es neutro)
A = Número másico = Número de protones y neutrones del núcleo de un átomo;
A = número de protones + número de neutrones
ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento con el mismo número atómico y
distinto número másico, que sólo se diferencian en el número de neutrones.
La MASA ATÓMICA de un elemento es la media de las masas de sus isótopos
naturales, ponderada de acuerdo a su abundancia relativa en la naturaleza.
La unidad de masa atómica
“u” equivale a 1,66 .10-27 Kg
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46. Investiga ¿Qué es un Premio Nobel?, ¿en qué disciplinas se otorga?, ¿por qué descubrimiento recibió el Premio
Nobel J. J. Thomson?, ¿por qué descubrimiento lo recibió E. Rutherford?
47. ¿Cuáles son los dos números que identifican a un átomo? ¿cuál de ellos es fijo para todos los átomos de un
mismo elemento?
48. Ordena los siguientes elementos en función del número de neutrones:
80
24
84
122
35 Br , 12 Mg , 36 Kr , 51 Sb
49. Señala las afirmaciones correctas.
a.
b.
c.
d.
Rutherford descubrió que el átomo era prácticamente hueco.
Rutherford descubrió que casi toda la masa del átomo se encontraba alrededor de un núcleo muy pequeño.
Rutherford descubrió la existencia de neutrones.
Rutherford descubrió la existencia de electrones.
50. ¿Qué son los isótopos?
Tenemos dos isótopos de un mismo elemento. El primero tiene de número másico 35 y el segundo 37. El
primero es neutro. El segundo es un anión con carga -1 que tiene 18 electrones. Rellena el número de partículas
de cada isótopo:
a) Isótopo primero: protones (_____), electrones (_____), neutrones (_____).
b) Isótopo segundo: protones (_____), electrones (_____), neutrones (_____)
51. Dibuja un átomo de carbono que tiene 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones.
52. Un elemento imaginario tiene dos isótopos cuyas masas atómicas relativas son 38 y 40 respectivamente. ¿cuál
será la masa atómica media de ese elemento si en la naturaleza se encuentran en la misma proporción?
53. Responde si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a.
La carga del protón es igual en valor numérico a la del neutrón ___
b.
La masa de un protón es mayor que la de un electrón ____
c.
La masa del átomo está prácticamente concentrada en su núcleo ____
d.
Un elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales ____
e.
Todos los átomos de los elementos sólidos tienen la misma masa ____
54. Completa la siguiente tabla y escribir la configuración electrónica de
cada uno de los elementos:
55. Rellena lo que falta:
a.
b.
c.
d.
Si un átomo tiene de carga +3 y contiene 25 electrones, su número atómico es _____.
Si un átomo tiene de carga -2 y contiene 15 electrones, su número atómico es _____.
Si un átomo es neutro y contiene 35 electrones, su número atómico es _____.
Si un átomo tiene de carga -3 y contiene 10 electrones, su número atómico es ____
56. ¿Por qué las masas atómicas de los elementos son decimales si contienen un número entero de partículas?
57. Completar las siguientes frases:
a.
b.
c.
Si un átomo de potasio pierde un electrón, adquiere una carga _______ y forma el ión _________.
Un átomo de oxígeno cuando gana dos electrones adquiere carga _______________ y forma el ión _____
Un ____________________ es una sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, que
conserva sus propiedades y que está formado por un mismo tipo de ________________.
58. El protio, el deuterio y el tritio son isótopos. ¿cuál es el número
másico de cada isótopo?
Suponiendo que el hidrógeno natural esté formado por un 98% de protio,
un 1% de deuterio y un 0,1% de tritio, halla la masa atómica relativa del hidrógeno.
RADIACTIVIDAD
La radiactividad es un fenómeno en el cual, los núcleos de átomos que no son estables
(radioisótopos), emiten partículas y radiaciones de forma espontánea hasta que consiguen
estabilizarse. Las partículas o radiaciones pueden ser:
- Partículas alfa α: Formadas por 2 protones y 2 neutrones. Su carga es positiva y son
emitidas a gran velocidad. Tienen poco poder de penetración.
- Partículas beta β: Son electrones que se desplazan a gran velocidad. Tienen mayor poder de
penetración que las partículas alfa.
- Rayos gamma γ: Son radiaciones de alta energía, que se propagan a la velocidad de la luz.
Son muy penetrantes, sólo son detenidos por gruesas capas de plomo u hormigón.
La fisión nuclear se rompen núcleos de átomos "grandes" mediante bombardeo con neutrones, dando dos núcleos de
átomos "pequeños" y más neutrones que producen una reacción en cadena, liberándose energía que se aprovecha en las
centrales nucleares para obtener energía eléctrica. Es responsable del efecto destructivo de bombas atómicas y misiles
nucleares.
En la fusión nuclear se unen núcleos de átomos pequeños para dar núcleos de átomos
mayores, desprendiéndose muchísima energía. Este proceso se realiza continuamente en el
Sol. Esta fuente de energía tendría la ventaja de no producir residuos radiactivos. Pero lograr
la fusión controlada, tiene grandes dificultades técnicas ya que se requieren temperaturas de
108 ºC, a esta temperatura la materia está en estado de plasma y no se puede confinar en un
recipiente que soporte dicha temperatura.
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59. Explica qué es la radiactividad y confecciona un cuadro que compare la naturaleza,
carga poder de penetración y velocidad de los diferentes tipos de radiación.
60. Las aplicaciones de los radioisótopos se basan en que desde el punto de vista físico y químico, son exactamente
iguales a sus isótopos no radiactivos y se comportan de la misma forma en cualquier proceso. La ventaja es que
se trata de un átomo "marcado" y puede ser seguido en las reacciones químicas gracias a las radiaciones que
emite. Investiga acerca de las aplicaciones que tienen los radioisótopos en la Medicina y en la Industria.
61. Investiga ¿Qué ocurrió en 1986 en la Central Nuclear de Chernobyl?, ¿qué efectos tuvo
a corto plazo?, ¿qué efectos tiene a largo plazo?
Este símbolo característico, amarillo con un dibujo negro, corresponde a un círculo con varias
franjas circulares a su alrededor. El círculo representa al átomo, y las tres franjas representan
los rayos que emite la sustancia radiactiva. ¿en qué lugares se encuentra este símbolo?
62. Marie Curie estudió el fenómeno de la radiactividad durante toda su vida, prestando especial atención a las
aplicaciones médicas de la radiactividad junto con los rayos X, recién descubiertos. Agotada, casi ciega, con los
dedos quemados y marcados como consecuencia de la experimentación con materiales radiactivos, Marie Curie
murió de leucemia en 1934, y dejó reflejado el resultado de sus investigaciones en Traté de radioactivié (1910).
Investiga acerca de su vida y averigua si obtuvo algún premio Nobel y porqué.
F
Fo
orrm
mu
ulla
acciió
ón
n IIn
no
orrg
gá
án
niicca
a
Los compuestos químicos están formados por la unión de un número
reducido de átomos que se repiten en la misma proporción.
Una fórmula consta de letras que simbolizan los átomos que forman el compuesto y de números, escritos como
subíndices, que indican el nº de átomos de cada uno de los elementos que interviene en una molécula del compuesto.
VALENCIA: capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y
formar compuestos. La valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana,
pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos.
Tabla de VALENCIAS de los
elementos más importantes
del sistema periódico
NOMENCLATURA:
Para
nombrar
los
compuestos
inorgánicos se siguen las normas de
la IUPAC (Unión Internacional de
Química pura y aplicada), que
acepta tres tipos de nomenclatura:
A) COMPOSICIÓN o estequiométrica :
basada en la composición: informa
sobre los átomos que componen la
sustancia y en qué proporción están,
proporción que se puede indicar de
tres maneras distintas:
Mediante prefijos multiplicadores
(mono, di, tri, …) para entidades sencillas o (bis, tris, tetrakis, pentakis, …) para entidades complejas. El “mono” es superfluo a
menos que se quiera enfatizar la estequiometria al comparar sustancias relacionadas, no es necesario en compuestos binarios si
no existe ambigüedad. No se pueden eliminar letras, no se puede decir pentóxido, si pentaóxido.
Fe2O3 trióxido de dihierro
Mediante el número de oxidació, escrito entre paréntesis, en números romanos, al lado del nombre del elemento, sin espacios.
Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación no se indica en el nombre del compuesto. Fe2O3 óxido de hierro(III)
Con número de carga, escrito entre paréntesis, (primero el nº y luego el signo), al lado del nombre del elemento, sin espacio. Si
se escribe el 1. IMPORTANTE esta nomenclatura sólo se puede utilizar en compuestos iónicos. Fe2O3 óxido de hierro(3+)
B) SUSTITUCIÓN: Tiene su origen en los hidruros no metálicos, que son nombrados como los hidrocarburos y usando los sufijos
que fueran necesarios. La IUPAC sigue aceptando, como no podía ser de otro modo, los nombres de amoniaco para el NH3 y
agua para el H2O, pero dejan de ser aceptados los nombres comunes de fosfina (PH3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3).
Hay nombres de sustancias que no siguen ningún sistema pero que debido al amplio uso son aceptados. La
IUPAC quiere transmitir la idea de que no existe un nombre correcto único y absoluto para una sustancia.
En la medida de que el nombre describe a un compuesto de forma inequívoca, el nombre es correcto.
•
NORMAS GENERALES PARA NOMBRAR SUSTANCIAS E IONES SIMPLES
Las sustancias simples son las que están formadas por una sola clase de átomos. En este grupo se incluyen
las sustancias formadas por un solo elemento, aunque puedan tener más de un átomo:
-
los metales (Ag, Ni …): se nombran del mismo modo que el elemento que los compone: plata, níquel,
los gases monoatómicos (He, Ne …): se nombran como el elemento que los compone: helio, neón…
las moléculas homonucleares (N2, P4): se nombran utilizando el prefijo numeral que
corresponda: dinitrógeno, tetrafósforo, salvo el oxígeno (O2) y el ozono (O3) que la IUPAC
acepta como nombres correctos. Ante la duda, usad el prefijo numeral, con el que se obtiene un
nombre sistemático que es aceptado por la IUPAC, dioxígeno o trioxígeno, son correctos.
En cuanto a los IONES, átomos o grupo de átomos con carga (+): cationes) o (–): aniones.
-
-
Los aniones monoatómicos se nombran con el sufijo –uro al final del nombre del átomo del que
se elimina la última vocal, salvo el del oxígeno, que se nombra como óxido. La carga del ión se
indica con el nº de carga. Cuando no haya ambigüedad puede omitirse el nº de carga
En los aniones homonucleares, se usan prefijos numerales que indican el nº de átomos que
componen el anión, y también hay nombres comunes, que son aceptados por la IUPAC:
C22-: dicarburo(2-) o acetiluro O2- : dióxido(1-) o superóxido
Los cationes monoatómicos se nombran usando el nombre del elemento con el nº de carga
entre paréntesis, que no se debe omitir aunque no haya ambigüedad.
COMPUESTOS BINARIOS
Sustancias formadas por dos tipos de átomos distintos. Para escribir la fórmula: en la nomenclatura estequiométrica los subíndices
coinciden con los prefijos de cantidad, pero en la del nº de oxidación o nº de carga, los subíndices de los elementos, deben calcularse.
trisulfuro de dicobalto
El compuesto contiene azufre y
cobalto en la proporción 3:2. El
orden de colocación es primero Co
y luego azufre y la fórmula será:
Co2S3
óxido de hierro(2+)
El compuesto contiene hierro y oxígeno; el anión
óxido tiene carga -2 y el hierro +2, luego para
conseguir que la suma de la parte positiva y
negativa sea cero, la proporción ha de ser 1:1 y la
fórmula es: FeO
cloruro de calcio
Sustancia formada por calcio y cloro; el nombre no
incluye ninguna indicación , ya que no hay
ambigüedad: el anión cloruro tiene carga -1 y el
catión Ca tiene carga +2, la proporción ha de ser 1:2 y
la fórmula será: CaCl2
A. Nomenclatura de composición: Se lee la fórmula de derecha a izquierda y la proporción entre los átomos se puede indicar:
mediante prefijos multiplicadores: mono, di, tri, Secuencia: nombre de elemento de
la derecha con el sufijo –uro (salvo el oxígeno que se nombra como óxido), la
preposición de y por último el nombre del elemento de la izquierda.
mediante el número de oxidación: la misma secuencia, pero colocando al final del
nombre entre paréntesis y en números romanos el número de oxidación del elemento escrito a la izquierda.
mediante el número de carga: sólo válida para los compuestos iónicos, con lo que debemos estar seguros de que el
compuesto tiene esa naturaleza, por lo tanto no es muy aconsejable. La misma secuencia poniendo después del
nombre de cada elemento, entre paréntesis, la carga del ión en nº arábigos. Recuerda que si no existe ambigüedad, la
carga del anión se puede omitir, pero no se puede hacer lo mismo con la del
catión.
Cuando los elementos tienen un único estado de oxidación, no se indica en el nombre del compuesto.
Las combinaciones binarias del O con los elementos del grupo 17, supone una novedad: el O debe escribirse a la
izquierda de la fórmula: OF2 difluoruro de oxígeno o fluoruro de oxígeno (II) OCl2 dicloruro de oxígeno o cloruro de
oxígeno (-II)
Combinaciones binarias del H: el H actúa con número de oxidación -1 cuando se combina con metales y elementos
de los grupos 13, 14 y 15, mientras que si se combina con los no metales de los grupos 16 y 17 actúa con nº de
oxidación +1. Las disoluciones acuosas de estos compuestos tienen carácter ácido (HIDRÁCIDOS) y se han
nombrado tradicionalmente con la palabra ácido + nombre
del elemento con la terminación –hídrico.
La IUPAC desaconseja el uso de este tipo de nombres que
no denotan una composición definida. Aun así no está de más
que los conozcas porque son muy comunes en la bibliografía.
En las combinaciones de un metal y un no metal (sales binarias) se nombra primero el no metal con la terminación –
uro y a continuación el metal usando prefijos de cantidad o el nº de oxidación del metal. NiS sulfuro de níquel o
sulfuro de níquel(II)
B. Nomenclatura de sustitución: Considera como compuestos “padres” los hidruros de los grupos 13 al 17, que reciben nombres
específicos.
Se admiten nombres comunes:
amoniaco (NH3) y agua (H2O)
COMPUESTOS TERNARIOS
Son compuestos que están formados por tres átomos de distinta naturaleza, por tres elementos diferentes. En este grupo se incluyen
los HIDRÓXIDOS, los OXOÁCIDOS y las OXOSALES.
•
HIDRÓXIDOS: compuestos iónicos formados por el anión (OH)- y un catión metálico o algún otro (ión amonio NH4+). La
estequiometría debe ser la adecuada, para que el nº de cargas (+) sea igual al de (-) ⇒ se tiene que cumplir que nº de (OH)- =
carga positiva del catión.
Para formularlos se escribe primero el símbolo del catión y luego el del hidróxido y se colocan los subíndices siguiendo las
indicaciones de los prefijos multiplicadores; en caso de usar el nº de oxidación o el de carga, se colocan los grupos (OH), necesarios
para que la suma de la parte positiva y la parte negativa sea cero. Si el subíndice del grupo (OH) fuese 1, ni se escribe el número
ni se escribe el paréntesis en la nomenclatura del número de oxidación pero si en la del número de carga.
Para nombrarlos: hidróxido
+ de + nombre del catión; se
utilizan prefijos di-, tri-… para
indicar la cantidad de (OH) o
bien los números de oxidación
o de carga del otro elemento.
63. Formular los siguientes óxidos:
► óxido de hierro(II)
► óxido de calcio
► óxido de plomo(4+)
► óxido de sodio
► dióxido de carbono
► óxido de estaño(2+)
► dicloruro de pentaoxígeno
► óxido de fósforo (III)
► trióxido de azufre
► dibromuro de heptaoxígeno
64.
Completar la siguiente tabla:
Fórmula
N. composición (prefijos)
N. composición (nº oxidación/nº carga)
Óxido de arsénico(III)
O7I2
P2O5
Ni2O3
Trióxido de dialuminio
MgO
dióxido de selenio
CuO
65.
Formular los hidruros:
► hidruro de cobalto(3+)
► seleniuro de hidrógeno
► hidruro de plomo(IV)
► tetrahidruro de carbono
► cloruro de hidrógeno
66.
Completar la siguiente Tabla:
Fórmula
N. composición (prefijos)
N. composición (nº oxidación)
N. composición (nº carga)
AuH3
Hidruro de plomo (II)
Dihidruro de bario
Hidruro de cromo(3+)
PtH4
NH3
Tetrahidruro de estaño
Sulfuro de hidrógeno
Hidruro de niquel(III)
Óxido de mercurio(2+)
CuH2
67.
Completar la siguiente Tabla:
Fórmula
N. composición (prefijos)
N. composición (nº oxidación)/(nº carga)
BeO
Hidróxido de platino(IV)
Cloruro de cobre(I)/ cloruro de cobre(1+)
Óxido de hierro
Diyoduro de plomo
KOH
Óxido de aluminio(3+)
Sulfuro de plata(1+)
MgH2
Á
Átto
om
mo
oss,, m
mo
ollé
éccu
ulla
ass y
y ccrriisstta
alle
ess
Un elemento químico es una sustancia pura formada por átomos iguales. Cada elemento se
representa mediante un símbolo.
Tantos elementos distintos... es fácil hacerse
un lío. Para evitarlo, en el siglo XIX,
Mendeleiev, ordena los elementos conocidos
en una tabla periódica. La tabla actual se
basa en la que él elaboró, y en ella los
elementos se colocan en orden creciente de
número atómico, en siete filas o períodos y
en dieciocho columnas o grupos. Los
elementos se clasifican en metales, no
metales, semimetales y gases nobles.
Cuanto más a la izquierda y más abajo esté
un elemento, mayor es su carácter metálico.
Las propiedades químicas de un elemento
dependen de sus electrones de valencia, los
que ocupan la última capa del átomo. Los
elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, y por tanto, propiedades semejantes.
EL ENLACE QUÍMICO: Es la unión entre átomos de
manera que la energía de la estructura resultante sea menor
que la de los átomos por separado
¿Por qué se unen los átomos?
Los gases nobles son muy estables, y están en la naturaleza
aislados, ya que tienen su capa de valencia completa con OCHO
electrones. Todos los átomos quieren ser así de estables, y para
ello pierden, ganan o comparten electrones de su capa más
externa. Los átomos se enlazan con otros para conseguir la
configuración estable de gas noble. Así forman un enlace
químico. Básicamente hay tres tipos de enlace:
Enlace Iónico: tiene lugar entre los iones (+) y (-) que
se forman por transferencia de electrones de un metal a un
no metal, originándose estructuras cristalinas.
La sal común, esa que utilizamos para cocinar, es un
compuesto iónico NaCl, cloruro sódico, que puede obtenerse
del agua marina (salinas) o de las minas. En España los dos
yacimientos más importantes están en Cardona, ya
abandonado (Barcelona) y Cabezón de la Sal (Cantabria). A
lo largo del litoral español hay varias salinas: Torrevieja y
Santa Pola (Alicante), San Pedro del Pinatar (Murcia), etc.
Enlace Covalente: tiene lugar entre átomos de
elementos no metálicos que comparten electrones, se forman
moléculas. Así, en la molécula de Cl2, los átomos de cloro
comparten un par de e- y se formará un enlace covalente
sencillo. En la molécula O2, los átomos de O comparten dos
pares de electrones, formando un enlaces covalente doble.
Hay un tipo especial de compuestos covalentes (SiO2,
diamante y grafito) que forman redes gigantes, en los que no
existen moléculas (cristales covalentes).
Enlace Metálico: tiene lugar por la unión entre átomos de un metal, que al tener pocos electrones de valencia,
consiguen la estabilidad, haciendo que estos entren a formar parte de "un fondo común", una nube electrónica que
rodea a los iones positivos que están ordenados en una red tridimensional y responsable dela conductividad térmica y
eléctrica de estos materiales
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68. Definir enlace químico. Explica por qué se unen los átomos. ¿Qué tipos de átomos se unen en los diferentes tipos
de enlace?
69. Dados los átomos de números atómicos Z = 19 y Z = 17, explica detalladamente el tipo de enlace que tendrá
lugar entre ambos elementos y describe las propiedades del compuesto que forman.
70. Dadas las siguientes sustancias químicas, explica qué tipo de enlace existirá entre sus átomos.
a) CO2
b) Na2O
c) Cu
d) NH3
e) Ag
71. Un compuesto químico tiene las siguientes propiedades: es sólido a temperatura ambiente, no conduce el calor
ni la electricidad, tiene un punto de fusión muy alto y es insoluble en agua. ¿De qué tipo de compuesto se trata?
72. De entre las siguientes sustancias: NaCl, Ag, C (diamante), H2, Fe
a. Explica cuáles se disuelven en agua.
b. Explica cuál tendrá mayor punto de fusión.
c. Explica cuál estará formada por moléculas.
d. Explica cuáles serán conductoras en estado sólido y en estado fundido.
73. ¿de dónde procede el nombre de los elementos
químicos?
Averigua la procedencia de los nombres de estos tres
elementos; Vanadio, Wolframio y Platino, así como
el país dónde fueron descubiertos.
74. Rellena con las palabras adecuadas.
A lo largo del siglo XIX con objeto de presentar de modo racional los conocimientos de la Química, se creyó
que podría ser muy útil……….………………….. los elementos de algún modo que reflejase las relaciones
existentes entre ellos. Tras varios intentos, en 1869, el químico ruso D……………………
presentó una
tabla en la que aparecían los elementos agrupados en diversas familias.
En la actualidad se disponen los elementos por orden creciente de ………..…………… atómico. Dicha tabla
es una expresión de las relaciones que existen entre los ……………….……….. químicos. Por eso,
favorece
su estudio y nos permite deducir muchas de sus …..………………………. con sólo saber su situación en ella.
Las 7 filas horizontales reciben el nombre de ………………………….. y las 18 filas verticales o columnas se
llaman ………………. Algunos de estos tienen nombres especiales; así ocurre con el 16, los ………………..
(O,S,Se,Te); el 17, los ………………………… (F,Cl,Br,I), o el 18, los gases ……………..….. (He,Ne, Ar,...).
75. Responde si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a.
Las sustancias que se hallan como átomos aislados son gaseosas a temperatura ambiente ___
b.
Un enlace es covalente cuando se transfieren electrones entre los átomos unidos ___
c.
Los átomos de las moléculas diatómicas ( N2 o Cl2) están unidos por enlaces covalentes ___
d.
Un enlace es iónico cuando hay compartición de electrones entre los átomos unidos ___
e.
En los metales los electrones están muy unidos a los núcleos atómicos ___
f.
Los metales son buenos conductores de la electricidad ___
g.
Los compuestos iónicos son siempre sólidos a temperatura ambiente ____
76. Hoy día se conocen hasta 115 elementos
químicos, pero muchos de ellos están en
cantidades minúsculas en la Tierra y solo
unos pocos son abundantes en la corteza
terrestre y otros tantos entran en la
composición de la materia viva
(Bioelementos).
De los elementos que componen
principalmente los seres vivos:
a.
¿cuáles son los denominados Bioelementos
primarios? Localízalos en la tabla adjunta
b. ¿cuáles son los denominados Bioelementos indispensables?
c. De los Bioelementos secundarios, ¿cuáles son metales y qué funciones desempeñan?
CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL
No existe una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo. Por ello los
Químicos idearon el concepto de masa relativa y crearon una escala relativa
adoptando como unidad de referencia, unidad de masa atómica (u): la doceava
parte de la masa del átomo de C-12.
Para facilitar nuestros cálculos medimos la masa de gran cantidad de átomos.
Cuando en la Tabla Periódica leemos: masa atómica del N = 14,006 g, no se trata de la masa de un solo átomo.
Hablamos de la masa de un número muy grande de átomos, que es siempre el mismo:
602.000. 000.000. 000.000. 000.000 = 6,02 x 1023
Realmente un número muy grande, que tiene nombre propio,
se llama NÚMERO DE AVOGADRO
Entonces ahora sabemos que con la masa atómica nos
referimos a la masa de todos esos átomos.
Una nueva palabra: “MOL” del latín (montón), es una
unidad de cantidad del tipo de la “docena” o el par, pero mucho más grande, ya que no representa ni doce, ni dos
entidades, un mol son 6,02.1023 entidades.
MOL: cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en
12 g de carbono 12. Cuando se usan moles, la entidad elemental debe especificarse y pueden
ser átomos, moléculas, iones, electrones, etc.
► 1 mol de un elemento tiene una masa en gramos igual al nº que expresa su masa atómica en “u”
► 1 mol de un compuesto tiene una masa en gramos igual al nº que expresa su masa molecular en “u”
Decimos, por ejemplo: 1 mol de átomos de cobre tienen una masa de 63,54 g y 1 mol de moléculas de agua tiene una
masa de 18 g. Cada vez que hablamos de MOLES hay que aclarar si se trata de moles de átomos, de moléculas, etc.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL:
La fórmula de un compuesto químico, es siempre la misma, por eso cada
elemento siempre está en la misma proporción, siempre hay el mismo número
de átomos en él. Se puede determinar fácilmente el porcentaje de cada
elemento en cada compuesto, dividiendo la masa de éste por la masa
molecular y multiplicando por cien.
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77. ¿qué es el MOL?
78. Un compuesto orgánico tiene la siguiente fórmula molecular: C18H18O18. Calcula la masa de las moléculas de
esta sustancia y su composición centesimal. (masas atómicas C=12; H=1; O=16)
79. Calcula la masa molecular de las sustancias:.(masas atómicas N:14; O:16 ; Al:27 ; Ag: 108; Mg:24 ; S:32 ; C:12)
a.
b.
c.
Nitrato de plata AgNO3
Sulfato de aluminio Al2(SO4)3
Carbonato magnésico MgCO3
80. ¿cuál es la masa molecular del O2? ¿cuántas moléculas hay en 0,5 moles de O2? ¿cuántos átomos hay en 0,5
moles de O2? (Masa atómica O:16; NA= 6,02.1023 )
81. ¿Cuántos átomos de oro hay en 12 moles de esta sustancia? (Masa atómica del oro:197)
82. ¿cuál es la masa en gramos de un átomo de boro que tiene de masa 10,013 u? Dato: 1 u = 1,66. 10-27 Kg)
83. ¿qué compuesto tiene mayor porcentaje de oxígeno, el agua H2O o el dióxido de carbono CO2? (masas atómicas
H:1 ; O:16 ; C:12)
84. Hallar el número de moles, el número de moléculas y el número de átomos contenidos en 150 ml de agua. Datos:
d agua = 1 g/ml; masas atómicas H=1; O=16; NA= 6,02.1023)
85. Determinar la masa de 3.1023 moléculas de bicarbonato sódico (NaHCO3). Datos: masas atómicas H=1; O=16;
C=12; Na=23; NA= 6,02.1023)
R
Re
ea
acccciio
on
ne
ess q
qu
uíím
miicca
ass..
En la naturaleza se producen continuamente cambios. Los cambios físicos son aquellos en los que
ninguna sustancia se transforma en otra diferente, mientras que en los cambios químicos unas
sustancias se transforman en otras con naturaleza y propiedades diferentes.
Las sustancias que hay antes de producirse el cambio químico y que
desaparecen, se llaman REACTIVOS y las sustancias que se generan después de
producirse el cambio, PRODUCTOS.
Muchos de los reactivos y productos químicos pueden ser peligrosos por
diferentes causas. Por ello, se debe indicar en su envase (pictogramas) las
advertencias y medidas de precaución a adoptar a la hora de manipularlos.
Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las
ecuaciones químicas: se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y
las de los productos a la derecha separados por una flecha. Los reactivos y
productos de una reacción pueden estar en diferentes estados, que se indican
detrás de la fórmula de la sustancia y entre paréntesis, con la notación: (s)
sólido; (l) líquido; (g) gas y (aq) sustancia disuelta en agua.
Para que se verifique una reacción química ha de producirse:
• Una ruptura de enlaces en los reactivos, lo que generalmente implica aportar energía.
• Una reorganización de los átomos de forma distinta.
• La formación de nuevos enlaces en los productos, lo que generalmente supone un desprendimiento de energía.
En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir:
Energía aportada > Energía desprendida. La reacción absorbe energía (calor). Reacción endotérmica.
Energía aportada < Energía desprendida. La reacción desprende energía (calor). Reacción exotérmica.
Como en el transcurso de una reacción, los átomos solo se reorganizan, ha de haber el mismo número de átomos de
cada elemento en los reactivos y en los productos, es decir se conserva la masa: la suma de las masas de los reactivos es
igual a la suma de las masas de los productos (Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier).
AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS:
consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes
estequiométricos) para garantizar que haya el mismo número de
átomos en los reactivos y en los productos, ya que en una reacción
química no pueden desaparecer o crearse átomos. Los coeficientes
estequiométricos pueden ser números enteros (1) o fraccionesa (2),
pero NUNCA podemos modificar una fórmula para ajustar una ecuación.
INFORMACIÓN QUE PROPORCIONA LA ECUACIÓN AJUSTADA:
En caso de que las sustancias sean gases y siempre
que se midan en las mismas condiciones de presión y
temperatura, la relación en moles se puede establecer
como relación en volumen: en el ejemplo 2 L de H2
reaccionan con 1 L de O2 para dar 2 L de agua.
“Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de
moléculas” (Hipótesis de Avogadro)
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: se realizan para determinar la cantidad de sustancia que se obtiene en una
reacción a partir de cantidades conocidas de reactivos, o cualquier otra cantidad desconocida en una reacción.
Cuando los reactivos reaccionan en una relación distinta de la estequiométrica hay un reactivo que se consume
totalmente (reactivo limitante) y uno o más reactivos que quedan en exceso.
El reactivo limitante, no necesariamente tiene
que ser el que está en menor cantidad. El
concepto de reactivo limitante es el mismo que
se usa en la cocina cuando queremos hacer
cualquier preparación: si vamos a hacer una tarta
y tenemos menos cantidad de algún ingrediente,
debemos ajustar las proporciones a ese
ingrediente y hacer una tarta más pequeña.
A
AC
CT
TIIV
VIID
DA
AD
DE
ES
S
86. ¿cuáles son las características de un
cambio químico?
87. Indica si los siguientes procesos son físicos o químicos:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
Elevar la temperatura de una masa de agua desde 25ºC hasta 70ºC ………….
Calentar una muestra de clorato potásico hasta que se desprende un gas y se forma un residuo sólido…….
Fundir una pieza de estaño…….
Disolver sal en agua ……
Un incendio …..
Acelerar un coche …..
La salida del sol …..
La digestión de los alimentos ….
La oxidación de un trozo de hierro …
88. Al reaccionar 2 g de hidrógeno (H2) con 71 g de cloro (Cl2) se obtienen 73 g de cloruro de hidrógeno (HCl).
Calcular cuántos gramos de cloruro de hidrógeno se obtendrían al hacer reaccionar 2 g de H2 con 75 g de Cl2
89. Ajusta las siguientes reacciones químicas:
a.
b.
c.
d.
e.
CO + O2 → CO2
Al + S → Al2 S3
CH 4O + O2 → CO2 + H 2O
ZnS + O2 → SO2 + ZnO
Na + H 2O → NaOH + H 2
90. El butano (C4H10) es un conocido combustible gaseoso de uso todavía muy extendido. Escribe su ecuación de
combustión y ajústala.
91. Ajusta la siguiente ecuación química y completa la tabla: N 2 + H 2 → NH 3
Masas atómicas: N=14; H=1.
92. El metano (CH4) reacciona con el oxígeno(O2) del aire, para producir dióxido de carbono y agua.
a. Escribe la ecuación ajustada.
b. ¿cuántos moles de metano y de oxígeno son necesarios para obtener 5 moles de CO2?
c. ¿cuántos gramos de metano y de oxígeno son necesarios para obtener 450 g de CO2?
Masas atómicas: C=12; H=1; O=16.
93. El magnesio es un metal muy activo que reacciona con el ácido clorhídrico: Mg + HCl → MgCl2 + H 2
a. Ajusta la ecuación y calcula cuántos gramos de ácido reaccionan completamente con 10 g de Mg.
b. Halla la masa de hidrógeno y de cloruro de magnesio que se obtiene.
Masas atómicas Mg= 24; H=1; Cl:35,5
94. El etanol (C2H6O) reacciona con el oxígeno del aire (O2) para producir dióxido de carbono y agua. Escribe y
ajusta la ecuación química correspondiente a dicho proceso y determina los gramos de etanol necesarios para
que reaccionen 1,5 Kg de O2.
Masas atómicas H=1; O=16 ; C=12
95. Considera la reacción: CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H 2O
Si reaccionan 2,5 Kg de carbonato cálcico, calcula los gramos de cloruro cálcico y de agua que se obtienen y el
número de moléculas de ácido clorhídrico, que se necesitan para que reaccionen los 2,5 Kg de carbonato cálcico.
Masas atómicas C=12; O=16; H=1; Cl=35,5; Ca=40.
96. Las reacciones químicas tanto industriales como naturales,
así como las reacciones de la actividad humana, como la
combustión de la gasolina y el carbón
de
calefacción,
influyen en el medio ambiente pudiendo contaminar éste de
sustancias tóxicas o que produzcan efectos nocivos en él. La
contaminación puede producirse tanto en el aire, como en las
aguas como en el suelo.
Busca información acerca de:
- el efecto invernadero: ¿qué sustancia es la principal causa
de este efecto?, ¿en qué consiste? ¿qué peligros conlleva?
- ¿cuál es el origen de la lluvia ácida?
- La capa de ozono: ¿qué productos ocasionan la destrucción de la capa de ozono? ¿qué riesgos para la salud
supone el debilitamiento de dicha capa.