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Los cuerpos y la materia
ESTADOS FISICOS DE LA MATERIA
Sólido
Mantienen su forma, por lo que no se adaptan a la forma del recipiente que los
contiene
Los sólidos más comunes como sal, azúcar, cuarzo y metales son cristalinos.
Tienen un volumen fijo, No se comprimen, no se extienden y no fluyen.
Líquido
Un líquido tiene volumen definido, no tiene forma definida, se adaptan a la del
recipiente y sus partículas están unidas entre sí, firme pero no rígidamente. Estos no
se comprimen no se expanden y fluyen.
Gas
Tiene volumen indefinido, pero no forma fija, se adaptan a la del recipiente y sus
partículas se mueven independientemente entre sí, se comprimen, se extienden y
fluyen.
Un gas presiona continuamente en todas direcciones sobre las paredes de cualquier
recipiente. Debido a esta cualidad, un gas llena por completo el recipiente que lo
contiene. Las partículas de un gas están relativamente separadas entre sí, en
comparación con las de los estados sólidos o líquidos.
Sustancias y mezclas
Son los componentes de los cuerpos, indican la calidad y permiten establecer
diferencias entre ellos. Por ejemplo: cuerpos fabricados con sustancias diferentes.
Mezclas
Es la unión de dos o más cuerpos que conservan cada uno sus propiedades y pueden
separarse con facilidad.
Características:
Los componentes de una mezcla pueden estar en proporciones variables
Los componentes de una mezcla conservan sus propiedades particulares
Cuando se unen sus componentes no hay desprendimiento ni observación de energía,
ni en forma de color, ni de luz, ni de electricidad.
Los componentes pueden separarse por medios mecánicos o físicos y no cambian la
composición de los cuerpos.
Tipos de mezclas.- pueden ser:
Mezclas homogéneas.- cuando sus componentes no pueden ser identificados a
simple vista, presenta la misma composición y las mismas propiedades.

Soluciones.- es una mezcla homogénea de dos sustancias diferentes que no
son posibles distinguir. En toda
solución hay dos componentes: soluto y
solvente.

Soluto.- es la sustancia que se encuentra en menor proporción en la solución.

Solvente.- es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad en la solución.
Mezclas Heterogéneas.- son aquellas en las que sus componentes si pueden ser
distinguidas a simple vista y la materia está formada por porciones diferentes que
tienen propiedades distintas.
Ley periódica
Es la base de la tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y
columnas verticales que reciben el nombre de grupos, Los grupos con mayor número
de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos
principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de
transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de
transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna
se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son
actínidos. Todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se encuentran en
la naturaleza, excepto el tecnecio y el prometio. Los elementos transuránidos, así
como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la
naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre.
Disposición de la tabla periódica
Los elementos de una misma columna forman un grupo, los cuales tiene propiedades
similares. Estos elementos se dividen en:
Metales alcalinos.- Corresponden a la familia IA de la Tabla Periódica, a excepción
del hidrógeno que no es un metal. Presentan mayor carácter metálico que se
incrementa con su número atómico.
Reaccionan violentamente con el agua y se
conservan en aceite mineral o gasóleo.
Metales alcalinotérreos.- Están en el grupo IIA. Son menos reactivos que los
alcalinos. Son de baja densidad. Su flama presenta una coloración característica, que
permite identificarlos por análisis cualitativo.
Metales térreos.- no se encuentran en estado libre, sino formando generalmente
óxidos o hidróxidos. El boro se diferencia porque es un semimetal. El aluminio es el
más abundante en la tierra Junto con el Mg forman el duraluminio que se usa en la
Aeronáutica.
Metales de transición.- Se ubican en la zona central de la Tabla Periódica. Sus iones
y compuestos suelen ser coloreados. Algunos elementos representativos de este
grupo son el hierro, cobalto, níquel, mercurio, cobre, entre otros.
Halógenos.-Elementos
del
grupo
VII
A.
Tienen
mayor
carácter
no
metálico. Forman compuestos con la mayoría de los elementos. Su carácter no
metálico disminuye al aumentar el número atómico. De este grupo, el flúor y el cloro
son gases, el bromo es el único no metal líquido y el yodo es sólido.
Gases nobles.- Se encuentran el grupo VIII A. Son gases monoatómicos, incoloros,
poco reactivos y rara vez se combinan con otros elementos.
El kriptón y xenón reaccionan con el oxígeno y el flúor para formar algunos
compuestos
Predicción de fórmulas mediante la tabla periódica
Fue el primer modelo atómico con base científica, fue formulado en 1808 por JOHN
DALTON, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo
atómico postulaba:
 La materia está formada por partículas muy pequeñas llamados atomos, que
son indivisibles y no se pueden destruir.
 Los atomos de un mismo elemento son iguales entre si, tienen su propio peso
y calidades propias.
 Los atomos permanecen sin división aun cuando se combinen en las
reacciones químicas.
Metales: Ocupan las zonas izquierda y central de Ia Tabla Periódica; por tanto,
constituyen un grupo mayoritario de los elementos. Presentan propiedades físicas
y químicas variadas. Se caracterizan por su brillo metálico. El color del metal
depende de la luz que refleja. Los metales se combinan con el oxígeno para formar
óxidos metálicos. Se pueden mezclar y fundir dos o más metales para la
elaboración de las aleaciones.
No metales: Se ubican en la región superior derecha de la Tabla Periódica. A
temperatura ambiente suelen ser sólidos, como:
Carbono (C)
Fósforo (P)
Azufre (S)
Selenio (Se)
Yodo (l)
Líquidos, como:
El bromo (Br)
Gases como hidrógeno (H)
Nitrógeno (N)
Oxígeno (O)
Flúor (F)
Cloro (Cl)
Son malos conductores de Ia electricidad. Tienen puntos de fusión balos y bajas
densidades. No son brillantes. Reaccionan entre sí y con los metales.
Semimetales: Se sitúan entre los metales y los no metales. Se comportan unas
veces como metales y otras como no metales. Son elementos semimetálicos:
El boro (B)
El silicio (Si)
El germanio (Ce)
El arsénico (As)
El telurio (Te)
El ástato (At)
Son sólidos a temperatura ambiente, son duros y quebradizos. Se usan como
semiconductores porque funcionan como conductores o aislantes.
Composición de la sustancias
 Elementos.- son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras
como: Fe, S, Pb, Au, Ni y otros.
Los elementos pueden ser:

Inorgánicos.-son sustancias simples que están clasificados en la tabla
periódica.

Bioelementos.- son sustancias elementales que forman parte de los principios
inmediatos y pueden encontrarse en alto grado de pureza en los organismos
vivientes.
 Compuestos.- sustancias formadas por la combinación de dos o más
elementos.
 Especies Químicas.-son sustancias simples o compuestas que existen en alto
grado de pureza en la naturaleza como la sal mineral.
 Principios Inmediatos.-son sustancias complejas de alto grado de pureza y
que integran las estructuras celulares.
Naturaleza de la carga Eléctrica
Los protones y electrones crean fuerzas de atracción y de repulsión debido a que
estas partículas atómicas tienen una carga eléctrica.
Se puede establecer una ley muy sencilla en relación a las fuerzas de atracción y
repulsión entre partículas: las cargas de diferente símbolo se atraen y las del mismo
signo se repelen.
La carga de un protón es la misma que la de un electrón, con la diferencia de que la
carga de protones es positiva y la de los electrones negativa.
En cambio, los neutrones no tienen carga eléctrica, ni positiva ni negativa. Por lo tanto
los neutrones no son atraídos ni repelidos por los protones ni los electrones.
Modelo de Thomson
El modelo de Dalton resultaba insuficiente para explicar la naturaleza eléctrica de la
materia: un bolígrafo se carga eléctricamente cuando se frota con lana.
- Joseph Thomson (1856-1940) el físico, Ingles, descubrió en 1897, que el modelo de
esfera sólida no era correcto y demostró que en las experiencias descargas en gases
se producían partículas con carga eléctrica negativa llamadas rayos catódicos a
George J. Stoney denominó electrones.
Descubrimiento del protón
En 1886 Eugene Goldstein utilizó una placa perforada y descubrió que un tubo de
rayos catódicos emitía rayos no solo desde el cátodo, sino también desde el ánodo,
que tiene carga positiva. Goldstein llamó rayos canales a estas partículas y por su
comportamiento supuso que eran de carga positiva. Años más tarde se determinó que
estos rayos eran partículas subatómicas de carga positiva llamadas protones.
. Modelo de Rutherford
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernesto Rutherford a partir de los resultados
obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911.
Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se
compone de una parte positiva y otra negativa, en cambio del anterior postula que la
parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene toda la masa del
átomo.
Descubrimiento de los iones
Un ión es un átomo o molécula cuyo número de electrones no es igual al número de
protones, dando el átomo de una carga eléctrica neta positiva o negativa.
La palabra ion es el griego “yendo” cuyo término fue introducido por el físico Inglés y
químico Michael Faraday en 1834 para la especie entonces-desconocidos que va
desde un electrodo al otro a través de un medio acuoso. Faraday no conocía la
naturaleza de estas especies, pero sabía que ya que los metales disueltos en solución
y se introdujeron en un electrodo y nuevo metal salieron de la solución en el otro
electrodo. También introdujo las palabras:
Anión de un ion con carga negativa. Aniones fueron nombrados por su atracción hacia
el ánodo.
Catión de un ion con una cargada positivamente. Estos fueron nombrados porque
fueron atraídos hacia el cátodo en un dispositivo galvánico.
El átomo nucleario
El núcleo atómico es la parte central del átomo, tiene carga positiva, y concentra más
del 99,9% de la masa total del átomo.
Está formado por protones y neutrones que se mantienen unidos por medio de
la interacción nuclear fuerte, la cual permite que el núcleo sea estable. La cantidad de
protones en el núcleo determina el elemento químico al que pertenece. Los núcleos
atómicos no necesariamente tienen el mismo número de protones, y neutrones, pues
átomos de un mismo elemento pueden tener diferentes masas.
Núcleo central: Es muy pequeño en comparación con el volumen total átomo. Es
compacto, contiene los protones de carga positiva. Los neutrones, eléctricamente
neutros. En el núcleo se concentra casi toda la masa del átomo y es de carga positiva.
Corteza envoltura: Aquí se hallan los electrones, de carga negativa, girando en
órbitas circulares. La carga del electrón es igual a la del protón pero de signo contrario.
Su masa es 1 840 veces menor que la del protón.
Numero atómico de los elementos
. El número atómico (Z) es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo
de un elemento y es el que determina la identidad de un átomo.
Número atómico (Z) = número de protones (p.) = número de Neutrones (N)= número
de Electrones (e-)
Por ejemplo:
El numero atómico (z) del Ca es 20. Lo que significa que tiene 20 protones, 20
electrones y ocupa el vigésimo lugar en la tabla periódica.
Isotopos de los elementos
Se denominan isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una
cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa atómica. La mayoría
de los elementos químicos tienen más de un isótopo.
Tipos de isotopos:

Isótopos Naturales. son los que se encuentran en la naturaleza de manera
natural, por ejemplo el hidrógeno

Isótopos Artificiales. se producen en laboratorios nucleares por bombardeo
de partículas subatómicas, suelen tener una vida corta, principalmente por la
inestabilidad y radioactividad que presentan.
Masa atómica
La masa atómica es el número resultante de la suma simple de la cantidad de
unidades de protones y neutrones de un solo átomo .
Se lo designa con la letra (A).Esta determinado por la cantidad de protones y
neutrones que posee el núcleo.
Teoría atómica moderna
La Teoría Atómica Moderna, es también conocida como Teoría Cuántica, la
cual llega a ser desarrollada y completada de la siguiente manera. Las teorías
de Bohr, así como los experimentos de Rutherford, además de Franks y Hertz,
Goudsmit y Uhlenbeck, complementan a Planck, quien sea el primero en
proponer una teoría cuántica o mecánica cuántica.
El átomo de Bohr
Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los
electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los
átomos presentaban espectros de emisión característicos Además el modelo
de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por
Albert Einstein en 1905.
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrogeno tomando
como punto de partida el modelo de Rutherford.
Niveles de energía de los electrones
. Ellos están restringidos a orbitas con solo ciertas energías. No pueden escoger
cualquier orbita que quieran. Los electrones pueden saltar de un nivel de energía a
otro, pero ellos nunca pueden tener orbitas con otras energías distintas a los niveles
de energía permitidos.
Números cuánticos: Son valores numéricos que determinan el tamaño, la forma y la
orientación del orbital, los cuales Son cuatro:
, Número cuántico principal (n). Determina el tamaño del orbital, puede tomar los
valores 1, 2,3, etc. Para los elementos conocidos se requieren 7 niveles energéticos.
El nivel menos energético corresponde a n = 1, y el más energético n =7.A mayor n el
electrón tiene mayor energía y está menos atado al núcleo' El número de electrones
rotales en un nivel energético viene dado por la expresión 2n2, en donde n
corresponde al nivel de energía
Número cuántico secundario o azimutal (l). Determina la forma del orbital. su valor
depende del número cuántico principal. Puede tomar valores desde 0 hasta n-1. Si n =
2, el número cuántico azimutal roma valores de 0 y 1.
Número cuántico magnético (mr).- Indica la orientación del orbital en el espacio.
Toma valores enteros que van desde – l hasta +l, incluyendo el 0.si el número
cuántico azimutal vale l(Ú=1) el número cuántico magnético puede tomarlos valores l,
0 y l entonces hay tres orbitales p
Número cuántico de espín (m,). Indica el sentido de rotación en el propio eje de los
electrones en un orbital generando un campo eléctrico. Este número toma los valores
de 1/2 y -1/2 y se representan con una flecha hacia arriba y otra hacia abajo.
Estructura electrónica de los elementos
Cada elemento tiene una configuración electrónica característica que muestra cómo se
disponen los electrones alrededor del núcleo. Para escribir el modo en que se
disponen los electrones para llenar los orbitales atómicos, se debe tomar en cuenta
tres reglas:
I.
Principio de Aufbau. Los electrones se acomodan en función
creciente de su energía. El orden de llenado de orbitales es: :1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 d10 6p6 7s2
5f14 6d10 7p6.
II.
Principio de exclusión de Pauli. Establece que en un orbital
atómico
caben, como máximo dos electrones con espines
opuestos. También predice que ningún electrón de un mismo átomo
puede tener los cuatro números cuánticos iguales.
III.
Regla de Hund. Cuando varios electrones ocupan orbitales de igual
energía.
Representación puntual de Lewis para los electrones
Es la representación gráfica del simbol del elemento con los electrones con valencia
alrededor del símbolo, empleando puntos.
Los electrones se distribuyen en distintos niveles energéticos. Los Electrones de
valencia son aquellos que ocupan el nivel más externo decir se encuentran en la capa
de valencia y son los responsables de las interacciones de unos átomos con otros.
Regle del octeto
Los gases nobles se caracterizan por tener ocho electrones en su último nivel, con
excepción del helio que tiene dos. También se llaman gases inertes, no reaccionan
normalmente con ningún otro elemento. Cuya tendencia es completar sus últimos
niveles de energía con ocho electrones, para adquirir la estabilidad del gas noble más
cercano. Una capa de valencia con ocho electrones se denomina octeto y se conoce
como Regla del octeto. Para establecer regularidades entre los elementos de un grupo
es preciso saber cuántos electrones de valencia poseen. Mediante la regla del octeto
se puede explicar la carga de los iones que forman los distintos elementos. Los
metales pierden electrones para alcanzar la estabilidad del gas noble más cercano, y
los no metales lo consiguen más fácilmente ganando electrones.
Energía de ionización y afinidad electrónica
Afinidad electrónica: Es la cantidad de energía que absorbe un átomo aislado en
fase gaseosa para captar un electrón y formar un ión negativo. Si la tendencia a
adquirir electrones adicionales, es mayor, la afinidad electrónica, también lo será. La
tendencia a aceptar electrones aumenta en un período de izquierda a derecha y
también su afinidad electrónica. En un grupo, los valores disminuyen de arriba hacia
abajo, porque la variación es Pequeña.
Energía de ionización: es la energía mínima que se incorpora en un átomo en estado
gaseoso para que libere un electrón.
Esta propiedad periódica en los grupos disminuye al aumentar el número atómico,
porque a pesar de tener igual número de electrones de valencia, el incremento en el
número de niveles aumenta la longitud promedio entre los electrones de valencia y el
núcleo, su atracción es menor y por tanto se desprende con más facilidad. Cuanto
mayor es la energía de ionización, más difícil resultará desprender el electrón.
Electrones de valencia
son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo,
siendo estos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o
entre los átomos de una misma. Los electrones en los niveles de energía externos son
aquellos que serán utilizados en la formación de compuestos y a los cuales se les
denomina como electrones de valencia. Son los que presentan la facilidad de formar
enlaces. Según sea el número de estos electrones, será el número de enlaces que
puede formar cada átomo con otro u otros.
Sólo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano.
La valencia de un elemento es el número de electrones que necesita o que le sobra
para tener completo su último nivel. La valencia de los gases nobles, por tanto, será
cero, ya que tienen completo
Enlaces químicos
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas
entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos
diatómicos y poliatómicos.
En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia
de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases
diatómicos o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea está unido por
enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.
Enlace iónico
Los elementos con baja energía de ionización tienden a transferir electrones a otros
elementos con alta afinidad electrónica, formando cationes y aniones. Cuando estos
iones con cargas eléctricas netas de signo contrario se acercan, quedan unidos por
fuertes fuerzas eléctricas de atracción.
El enlace iónico se caracteriza por la transferencia de electrones y resulta de la unión
de iones de carga contraria debido a fuerzas electrostáticas. Este tipo de enlace tiene
lugar entre elementos de distinta electronegatividad mientras mayor sea la diferencia
de electronegatividad entre dos átomos enlazados más iónico será el enlace.
Enlace covalente
Esto ocurre entre no metales, donde el par de electrones compartido es común a los
dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura
electrónica de gas noble y forman un sistema de menor energía que el formado por los
átomos separados.
La formación de compuestos covalentes da origen a moléculas Pequeños grupos de
átomos unidos entre sí por pares compartidos de electrones que se comportan como
una unidad. Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes,
dependiendo del número de electrones compartidos.
Enlace covalente sencillo: Cada átomo enlazado aporta con un electrón al par
compartido. Los pares de electrones compartidos se representan habitualmente por
una línea entre los dos átomos unidos.
Enlace covalente doble.- Ambos átomos comparten dos pares de electrones. Por
ejemplo, la molécula de oxígeno (O2), la de dióxido de carbono (CO2)
Enlace covalente triple.- Se origina si dos átomos comparten
tres pares de
electrones como en las moléculas de nitrógeno (N2) y acetileno (C2H2).
Enloce covalente coordinado o dativo.- Se forma si los dos electrones compartidos
aporta sólo por uno de los dos átomos. En vez de guión se utiliza una flecha dirigida
hacia el átomo que no aportó ningún electrón. Por ejemplo, la molécula de dióxido de
azufre (SO2).
Enlace covalente polar.- En enlaces covalentes con átomos diferentes, el más
electronegativo ejerce
mayor
fuerza de atracción por el par de electrones
compartidos que el otro átomo y se genera un dipolo permanente. A este tipo de
enlace se denomina enlace covalente polar.
No polar.- Si el enlace ocurre entre átomos con electronegatividades idénticas o muy
similares, los electrones de enlace se comparten por igual y se denomina enlace
covalente no polar.
Enlace metálicos
La mayoría de elementos de la tabla periódica son metales. A temperatura ambiente
todos los metales son sólidos, con excepción del mercurio que es líquido. Los átomos
de los metales pierden fácilmente los electrones de valencia, completan el octeto y se
convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando una red metálica
por la que se mueven los electrones. Los iones positivos del metal quedan unidos
mediante la nube de electrones en posiciones fijas, de modo que ocupan el menor
volumen posible. A este modelo de enlace metálico se conoce como Modelo de la
nube o del mar de electrones.
Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos
Propiedades de los compuestos iónicos:
Son sólidos a temperatura ambiente, tienen puntos de fusión y ebullición elevados,
debido a la atracción electrostática entre los iones de carga contraria, que hace que se
necesite mucha energía para romper la red. Presentan gran estabilidad al formar
redes cristalinas características. Son duros, difíciles de rayar y quebradizos porque al
aplicar una fuerza sobre ellos se deslocaliza la estructura cristalina. Conducen la
electricidad sólo si están fundidos o disueltos.
Propiedades de los compuestos covalentes
Las sustancias que presentan enlaces covalentes se clasifican en:
Sustancias moleculares: están formadas por un número determinado de átomos,
como F2 H2O, 12, NH3. Se caracterizan por la gran intensidad de las fuerzas de enlace
intramolecular y la debilidad de las fuerzas de unión intermolecular. Las fuerzas
intermoleculares son responsables de la mayoría de propiedades: tienen bajos puntos
de fusión y de ebullición; son sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente
dependiendo de la intensidad de las atracciones intermoleculares fuertes intermedias
o débiles, respectivamente; tienen solubilidad variable; son blandos.
Sólidos covalente: Se conocen también como solidos atómicos o reticulares. Forman
redes tridimensionales en las que los átomos están unidos por enlaces covalentes.
Todo el cristal se considera como una molécula. El enlace covalente entre los átomos
es muy fuerte y se necesita mucha energía para separarlos, por esto presentan
temperatura ras de fusión ebullición elevada, suelen ser duros, malos conductores
porque carecen de carga que pueda transportar la electricidad, baja solubilidad en
cualquier tipo de disolvente.
Propiedades de los sólidos metálicos
Están formados por redes cristalinas de cationes metálicos, inmensos en una nube de
electrones móviles y responsables de propiedades como maleabilidad y ductilidad,
gran conductividad eléctrica y térmica, inmenso
brillo y resistencia a la tracción.
Tienen puncos de fusión y ebullición, variable, que depende de la fuerza de atracción
entre la nube electrónica, y los iones positivos: a menor volumen de los iones y a
mayor número de electrones de valencia también, es mayor la fuerza de atracción.
Fuerzas de atracción intermoleculares
Las interacciones de carácter electrostático que se dan entre dos o más moléculas
reciben el nombre de fuerzas intermoleculares. Estas se clasifican en fuerzas de Van
der Waals y puentes de hidrógeno.
Las fuerzas de Van der Waals pueden ser:
Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de orientación de Keeson: Se presentan
entre moléculas polares y se producen entre el oxígeno positivo de una molécula y el
extremo negativo de otra.
Fuerza de atracción dipolo-dipolo inducido o fuerzas de Debye: se producen
cuando una molécula polar induce un dipolo instantáneo en otra molécula próxima
originando una atracción electrostática entre ambas moléculas.
Fuerzas de dispersión o de London: Se producen en las moléculas apolares debido
a la formación de dipolos instantáneos que se generan por fluctuaciones en la
ubicación de los electrones en las moléculas' Estas fuerzas son muy débiles y dan
lugar al estado líquido y sólido de moléculas apolares.
Fuerzas ion-dipolo: Son importantes en el proceso de disolución de sales; por
ejemplo en luna disolución acuosa de cloruro de sodio, los iones Na+ y Cl- se rodean
de moléculas de agua.
Puente de hidrogeno
Los enlaces de hidrógeno se producen en moléculas polares en las que el hidrógeno
está unido a un elemento muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno
mediante un enlace muy polarizado. Los puentes de hidrógeno son las fuerzas
atractivas más fuertes entre moléculas polares.
Los puentes de hidrógeno aunque más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo, son
mucho más débiles que los enlaces ordinarios, de modo que se rompen fácilmente
cuando la temperatura se eleva.
Iones poliatómicos
También conocido como ion molecular, es un ion compuesto por dos o más átomos
covalentemente enlazados o de un complejo metálico. Estos iones también se definen
como una especie química, ya sea un átomo o una molécula respectivamente con su
cargada eléctrica. Esto se debe a que ha ganado o perdido electrones en una reacción
química. Los iones cargados negativamente producidos por la ganancia de electrones
son aniones, y los cargados positivamente como consecuencia de la pérdida de
electrones, son cationes.
Numero de oxidación
Es la carga neta que tiene un átomo de un elemento y representa el número de
electrones que un átomo pone en juego al formar un compuesto determinado. Cuando
un átomo pierde electrones su número de oxidación es positivo; pero si el átomo gana
electrones, su número de oxidación es negativo. Reglas para determinar los números
de oxidación.
Es imprescindible recalcar que cuando nos refiramos al número de oxidación el signo
+ o – lo escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra
parte, la carga de los iones, o número de carga, se debe escribir con el signo a la
derecha del dígito: Ca2+ ión calcio (2+), CO32− ión carbonato (2−).
Empleo de los iones para escribir las fórmulas de los compuestos
Para nombrar un ión metálico se utiliza su nombre elemental, Para nombrar el ión de
un no metal se sustituye el final del nombre del no metal por la terminación uro,
excepto en el oxígeno que se nombra como óxido.
Los metales de transición también forman iones positivos, pero generalmente más de
uno. Se pueden nombrar de dos formas: nombre del elemento más el estado de
oxidación en números romanos y también usando la raíz del nombre del elemento con
el sufijo –oso (1ro, número de oxidación) e -ico (mayor número de oxidación).
Para escribir la fórmula de un compuesto formado por la unión de dos iones de distinta
carga, primero se escribe el catión y luego el anión. Los subíndices representa el
número de iones positivos y negativos necesarios para dar una carga neta cero. Se
nombra primero el anión y luego el catión.
Para escribir la fórmula de un compuesto que contienen iones poliatómicos, se escribe
primero el catión y luego el anión. Como el número de cargas positivas y negativas
debe ser igual, se cruza las cargan del catión al anión y viceversa, y se registra como
subíndices para obtener un compuesto eléctricamente neutro.
Compuestos binarios
Es un compuesto químico formado por átomos de sólo dos elementos, como en el
caso del agua, compuesta por hidrógeno y oxígeno.
Hay dos grupos principales de compuestos binarios:

Los compuestos iónicos binarios, donde se incluyen las sales binarias, los
óxidos metálicos (anhídridos básicos) y los hidruros metálicos.

Los compuestos covalentes binarios, donde se incluye los óxidos de no
metal (anhídridos ácidos) y los halogenuros de no metal.
Compuestos ternarios
Son los formados por tres elementos diferentes
Los más importantes son:

Hidróxidos. Son combinaciones de un metal con grupos hidroxilo (OH-).
Tienen propiedades antagónicas a los ácidos.

Ácidos oxoácidos. Los oxoácidos resultan de combinar un óxido ácido o no
metálico con agua. Los óxidos ácidos del fósforo, antimonio, boro, arsénico y
silicio se pueden combinar con una, dos o tres moléculas de agua y se
diferencian utilizando los prefijos meta, piro y orto.

Sales oxisales. Las oxisales son compuestos que tienen combinados oxígeno,
hidrógeno y un metal. Son compuestos iónicos, donde hay un grupo formado
por el oxígeno y el no metal cargado negativamente (anión) y el metal
desprovisto de uno o más electrones del último nivel (catión).
Introducción a la formación de los compuestos cuaternarios
Los compuestos cuaternarios son aquellos que poseen un átomo de nitrógeno
unido a cuatro sustituyentes alquílicos o arílicos. El nitrógeno en esta situación
posee una carga positiva, que se mantiene independientemente del pH del
medio. Esta característica es precisamente la que distingue los compuestos
cuaternarios de los anfóteros y de las sales de amina.
Composición cuantitativa de las sustancias
Estudia la cantidad de determinada sustancia en la materia. Es la
concentración propiamente dicha, de esas sustancias en la muestra.
El mol
Es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes
físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades
elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12.
Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es
motivo de debates,1 aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de
entidades.
Masa molar de los compuestos
La masa molar de un compuesto está dada por la suma de los pesos atómicos
estándar de los átomos que forman el compuesto, multiplicado por la constante de
masa molar.
Composición porcentual de las sustancias
La masa molar de cualquier compuesto contiene una proporción en masa definida de
sus elementos. Si se conoce la masa molar de una sustancia, se puede determinar la
composición porcentual de un compuesto, que expresa de forma numérica la
proporción en masa de cada elemento en la masa molar del compuesto.
La fórmula empírica
Es la razón más simple de número entero de los átomos de cada elemento en un
compuesto.
La fórmula molecular de un compuesto
Indica el número real de átomos de cada elemento presentes en una molécula de ese
compuesto. Algunos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, como en el
acetileno y el benceno (CH).
Calculo de la forma empírica
Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de
cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por tanto,
se hallan los números enteros más sencillos posibles.
Ejemplo:
Dividiendo el peso por el peso atómico se obtienen los moles:

Para la plata 68,98/108= 0,65 moles

Para el arsénico 16,22/75= 0,22 moles

Para el oxígeno 13,80/16= 0,84 moles
Calculo de la formula molecular a partir de la forma empírica
La
fórmula
molecular
la
puedes
hallar
de
la
siguiente
manera:
Primero sacas el peso molecular de la formula empírica en este caso:
PM CH2
C=12 g * 1 átomo= 12g
H=1 g * 2 átomos= 2g
PM CH2O= 14 g/mol
Sustituyamos
x= 84 g/14 g= 6
Fórmula Molecular= C6H12
Reacciones Químicas: Transformaciones de la Materia y Energía
Ecuaciones químicas
Las ecuaciones químicas sirven para representar mediante símbolos o fórmulas, lo
que ocurre durante la reacción. En la ecuación química se muestran los reactivos en el
lado izquierdo y en el derecho se ubican los Productos. Ambos lados están separados
por una flecha (-) que indica el sentido en el que se produce la reacción.
Es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que
reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se obtienen
(llamadas productos). También indican las cantidades relativas de las sustancias que
intervienen en la reacción.
Escritura y balanceo de escrituras
Toda ecuación química debe estar balanceada o ajustada y cumplir con la Ley de
Lavoisier, es decir, el número de átomos de cada elemento que intervienen no se
modifica sino que ocurre una reagrupación de los mismos.
Para balancear una ecuación química se colocan coeficientes que indican la
proporción en que reaccionan las sustancias.
Ejemplo
Escribe y balancea la ecuación química de la reacción del hierro con el oxígeno
del aire.
Fe + O2
Fe2o3 escribir símbolos y formulas
2Fe + O
2Fe2o3 balancear los atomos de Fe y O
4Fe +3 O2
2Fe2o3 Rectificar los átomos de Fe. La ecuación está balanceada.
Tipos de reacciones químicas
Los tipos más frecuentes de reacciones químicas son:
Reacciones de síntesis
En este tipo de reacciones dos o más sustancias se combinan para dar un sólo
producto:
N2+3H2
2NH3
Reacciones Descomposición
En este caso a partir de un único compuesto se obtienen como producto dos o más
sustancias.
Reacción intercambio
En esta transformación un elemento se “traslada” de un compuesto a otro.
Cu + 2 AgNO3
Cu (NO3)2 + 2Ag
Reacción de combustión
Este tipo de reacciones pertenece a un grupo más amplio de reacciones que son
denominadas de oxidación. Las reacciones de combustión se caracterizan por estar
acompañadas de un gran aumento de la temperatura y emisión de luz. Las
combustiones más frecuentes son combinaciones con oxígeno, y los productos más
habituales son el dióxido de carbono y el agua. El fuego es una manifestación de una
reacción de combustión.
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
El calor de las reacciones quimicas
Todas las reacciones químicas siempre van acompañadas de cambios de energía que
se manifiestan en forma de calor, luz o trabajo. La energía calorífica consumida o
liberada, se representa en la ecuación química cualitativa o cuantitativamente. Esta
actividad tiene como finalidad la interpretación gráfica de una ecuación química en
términos de energía.
Introducción a la estequiometria-método de la relación molar
Aplicará el concepto de mol en las diferentes relaciones cuantitativas de las sustancias
involucradas en las reacciones químicas.
Identificará la trascendencia de la determinación de las cantidades de reactivos y
productos involucrados en una reacción química valorando la importancia que tiene
este tipo de cálculos en el análisis cuantitativo de procesos que tienen repercusiones
socioeconómicas y ecológicas, con una actitud crítica y responsable.
Método de la relación molar
Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias
que intervienen en una reacción química (reactivos y productos).
mol-mol
mol-gramos
gramos-gramos
mol-volumen
volumen-gramos
volumen-volumen
Cálculos mol-mol.
En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la
sustancia deseada se pide en moles.
En los cálculos estequiométricos los resultados se reportan redondeándolos a dos
decimales. Igualmente, las masas atómicas de los elementos, deben utilizarse
redondeadas a dos decimales.
Número
Valor
redondeado
a
dos
decimales
15.28645
15.29
3.1247865
3.12
20.0054
20.01
155.49722
155.50
Calculo mol-masa
Con los coeficientes de la ecuación química se establecen las relaciones
estequiométricos que permiten calcular la cantidad de una especie participante
cualquiera en función de la cantidad conocida de otra que se expresan en moles de
una sustancia o en gramos de otra sustancia. Por ejemplo, para la ecuación.
Calculo masa-masa
Se parre de la razón estequiométricos que relaciona las cantidades en moles o gramos
de las sustancias involucradas en el problema. La relación cuantitativa en quee las
masas de las sustancias que intervienen en una ecuación química viene dada por los
coeficientes estequiométricos multiplicados por la masa molar.
Ejemplo:
Calcula la concentración porcentual masa/masa de una disolución que se preparó
disolviendo 5 g de cloruro de sodio en 50 g de agua.
% m/m = [5g/(5 g + 50g) = 5g/55g]*100= 9.09% NaCl
Calculus de reactivo limitante
El reactivo que se consume por completo en una reacción química se le conoce con el
nombre de reactivo limitante, pues determina o limita la cantidad de producto formado.
A nivel industrial se requiere conocer las cantidades de los reactivos que se requieren
para preparar cantidades determinadas de productos.