5.- Propiedades periodicas

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Práctica # 5 PROPIEDADES PERIÓDICAS INTRODUCCIÓN Una disolución es una mezcla de varias sustancias. La sustancia que se encuentra en mayor  cantidad recibe el nombre de disolvente y la que se encuentra en mayor cantidad se llama soluto. Las disoluciones mas comunes son las líquidas, en las que el disolvente es el agua, por eso se llaman disoluciones acuosas. El hecho a que el agua sea un disolvente muy eficaz se debe a que sus moléculas son polares. CONCENTRACIÓN CONCENTRACIÓN MOLAR: La relación entre la cantidad de soluto presente en una cierta cantidad de solución se conoce como concentración. Las medidas de concentración que emplean el concepto de mol son muy útiles, pues dan una idea precisa de cuantas partículas de soluto están disueltas en un cierto volumen de disolución. Un mol de mol de partículas equivalen a 6.02 × 10 23 partículas. La masa molecular de un compuesto es la masa de un mol de moléculas. La molaridad es la concentración molar se refiere al número de moles de soluto que hay en un litro de disolución (mol/ L)1 n mol  m [ =] [=]mol  M = n= Vsol   L  PM   ÁCIDOS: Especie química que dona iones H+ (protones) en una reacción química; acepta pares electrónicos. Características: colorea de rojo el papel tornasol, sabor agrio, ataca a los carbonatos desprendiendo CO2, corroe metales, reacciona con las bases, produce efervescencia cuando se pone en contacto con metales como el zinc y cambia de color extractos vegetales. BASES: Especie química que acepta iones H+ en una reacción química; cuando se disuelven en agua producen el ion hidroxilo u oxidrilo (OH -), es capaz de ceder un par de electrones. Características: Soluciones acuosas, sabor amargo, colorea de azul el papel tornaso, reacciona con los ácidos para formar sales y agua, aspecto jabonoso y resbalosas al contacto. Los ácidos y bases fuertes se disocian por completo si se disuelven en agua. Ejemplos: NaOH, KOH (bases), H 2SO4, HNO3, HBr (ácidos). Las bases y ácidos débiles no se disocian por completo si se disuelven en agua. Ejemplos: ácido cítrico e hidróxido de amonio. PH: Medida de la concentración de ion hidrógeno que sirve para medir la acidez o basicidad de las disoluciones. Su valor varía entre 0 y 14; en las disoluciones ácidas cuya concentración H + es alta, el valor de PH es bajo y en las disoluciones básicas que presentan H + menor, el PH es alto. 0a3 4a6 PH 7 8 a 11 12 a 14 14

Ácido fuerte Ácido débil Neutro Base débil Base Ba se fu fuer erte te

Neutralización: Proceso químico en el que un ácido reacciona con una base para generar una sal; se representa mediante una ecuación química. 1

Talanquer Artigas Vicente A. Etal QUÍMICA Editorial Santillana, Santillana, México DF 2000, 6ta edición pp. 18-22

2 INDICADOR: Sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color según sea el medio en el que se encuentre, ya sea ácido o básico. El cambio de color de un indicador se llama vire. Papel tornasol: Indicador; es una tira de papel impregnada de sustancias como la fenolftaleina, azul de bromofenol o rojo fenol que indican el valor aproximado de la sustancia. Si vira en rojo es un ácido, si vira en azul, es una base. Indicador universal de universal de amplio rango: 0.5ml (10 gotas para 10 ml) PH: Rojo (1-2), naranja (3-4), amarillo (5-7), verde (8-10), azul (11-12), (11-12), violeta (13-14) REACCIONES QUÍMICAS: (cambio químico) Proceso mediante el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) denominadas reactivos, sufren un proceso de transformación o combinación para dar lugar a una serie de sustancias (elementos o compuestos) denominadas productos. En una reacción química se produce d esprendimiento o absorción de calor o diversas formas de energía. Ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan o reactivos, las que se obtienen o productos y nos indican además las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos, a la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite). Reacción endotérmica: Para producirse necesita calor; absorbe calor o energía. Reacción exotérmica: Al efectuarse libera calor. Tipos de reacción química: Síntesis o combinación directa: Se unen qu ímicamente 2 o mas elementos o compuestos,  para formar un solo compuesto.  Descomposición: Un compuesto se descompone en sus ele mentos o compuestos mas sencillos.  Sustitución simple o desplazamiento: Se realizan cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto. El elemento que está en estado libre, es mas activo químicamente que el que está en solución, por lo que lo desplaza o sustituye.  Sustitución doble: Dos elementos o radicales de diferentes compuestos se intercambian. NOMENCLATURAS DE COMPUESTOS POR FUNCIÓN: Función óxido básico: Son Son las combinaciones de compuestos bi narios formados entre un metal y el oxígeno. Metal + Oxígeno = Óxido Para nombrarlos se antepone la palabra óxido, se agrega la preposición de , seguido del nombre del metal, se pone entre paréntesis la valencia con que este trabajando el metal en números romanos. Función anhídrido “óxidos ácidos”: No Metal + Oxígeno = Anhídrido Para nombrarlos se antepone el prefijo griego que indique la cantidad de oxígenos, la preposición de y al final el número de veces que se encuentre en la fórmula el no metal, seguida del nombre del no metal. Función base o hidróxido: Se caracterizan por tener en solución acosa el radical hidroxilo (OH) -1. Óxido Metálico + H 2O = Hidróxido del metal Se nombran con la palabra genérica hidróxido; la preposición de , el nombre del metal y el número romano entre paréntesis que indique la valencia del elemento o radical electropositivo. Función ácido: Son compuestos que en solución acuosa contienen iones de hidrógeno (H1+). Se clasifican en 2 grupos:  Hidrácidos: compuestos binarios formados siempre por el ion hi drógeno y en elemento electronegativo. No contienen oxígeno en su molécula. Se nombren con la palabra ácido, la raíz del elemento o ion electronegativo que forma el ácido y la terminación hídrico. Oxiácidos: ácidos cuya molécula contiene oxígeno, formados por el ion H1+, el ion O 2- y otro  elemento que da el nombre al ácido. Para nombrarlos, dependiendo del número de

3 oxidación se utilizan las siguientes sigui entes terminaciones: Per-ico (+7), -ico (+6, +5), -oso (+4, +3), hipo-oso (+2, +1). Se escribe la palabra ácido, seguida de el prefijo (si lo necesita), la raíz del elemento y la terminación que le corresponde. Función Sal: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial o total de los iones hidrógeno, de un ácido por un metal o radical electropositivo. Hay sales derivadas de los hidrácidos y sales derivadas de los oxiácidos. Ambas pueden ser ácidas o neutras. Sales neutras de los hidrácidos: se denominan con el nombre del anión radical  electronegativo terminado en uro y el nombre del catión (elemento electropositivo); con la terminación en en oso o ico si el metal presenta mas de una valencia.  Oxisales: Pueden formar 2 tipos: Neutras: cuando se sustituyen totalmente los hidrógenos ácidos (H1+). • •  Ácidas: cuando se sustituyen parcialmente los hidrógenos á cidos por un metal electropositivo. Las oxisales se conocen con el nombre del anión o radical electronegativo que indica el ácido de donde proviene. Si el ácido termina en oso la sal termina en ito, si el acido termina en ico, la sal termina en ato, si hay oxisales con un número de oxidación menor a las terminadas en oso, se antepone el prefijo hipo; si tiene mayor número de oxidación se anteponle prefijo per, conservando inalterable el nombre del Ácido2. Reactivos:

HIDROXIDO DE SODIO , Sosa caústica (NaOH). Masa molecular: 40.0g ESTADO FISICO; ASPECTO: Sólido blanco, deliquescente en diversas formas e inodoro. Solubilidad en agua, g/100 ml a 20°C: 109 Presión de vapor, kPa a 739°C: 0.13 PELIGROS QUÍMICOS: La sustancia es una base fuerte, reacciona violentamente con ácidos y es corrosiva en ambientes húmedos para metales tales como cinc, aluminio, estaño y plomo originando hidrógeno (combustible y explosivo). Ataca a algunas formas de plástico, d e caucho y de recubrimientos. Absorbe rápidamente dióxido de carbono y agua del aire. Puede generar  calor en contacto con la humedad o el agua. NO verter NUNCA agua sobre esta sustancia; cuando se deba disolver o diluir, añadirla al agua siempre lentamente. Almacenar en una área que disponga de un suelo de hormigón, resistente a la corrosión. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol y por  ingestión. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA CORTA DURACIÓN: Corrosivo. La sustancia es muy corrosiva de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. Corrosivo por ingestión. La inhalación del aerosol de la sustancia puede originar edema pulmonar . Los síntomas del edema pulmonar no se ponen de manifiesto, a menudo, hasta pasadas algunas horas y se agravan por el esfuerzo físico. Reposo y vigilancia médica son por ello, imprescindibles. NO verter NUNC A agua sobre esta sustancia; cuando se deba disolver o diluir, añadirla al agua siempre lentamente. Almacenar en una área que disponga de un suelo de hormigón, resistente a la corrosión. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: El contacto prolongado o repetido con la piel puede producir dermatitis. ÁCIDO CLORHÍDRICO (HCl) : ESTADO FISICO; ASPECTO: Gas licuado comprimido incoloro, de olor acre. Solubilidad en agua: Elevada Densidad relativa de vapor (aire = 1): 1.3 2

Allier Rosalía etal LA MAGIA DE LA QUÍMICA editorial EPSA, México DF 1995 1era edición pp.125-149

4 PELIGROS FISICOS: El gas es más denso que el aire. PELIGROS QUÍMICOS: La disolución en agua es un ácido fuerte, reacciona violentamente con bases y es corrosiva. Reacciona violentamente con oxidantes formado gas tóxico de cloro. En contacto con el aire desprende humos corrosivos de cloruro de hidrógeno. Ataca a muchos metales formando hidrógeno. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación. RIESGO DE INHALACIÓN: Al producirse una pérdida de gas se alcanza muy rápidamente una concentración nociva de éste en el aire. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA CORTA DURACIÓN: Corrosivo. La sustancia es corrosiva de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. La inhalación de altas concentraciones del gas puede originar edema pulmonar. Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: La sustancia puede afectar el pulmón, dando lugar a bronquitis crónica. La sustancia puede causar erosiones dentales.

ÓXIDO DE ALUMINIO (Al2O3) ESTADO FISICO; ASPECTO: ASPECTO: Polvo blanco. Solubilidad en agua: Ninguna Presión de vapor, kPa a 2158°C: 0.1 VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA CORTA DURACIÓN: La inhalación de altas concentraciones de polvo de ésta sustancia puede originar irritación de los ojos oj os y tracto respiratorio superior. ÓXIDO DE CALCIO (CaO) ESTADO FISICO; ASPECTO: ASPECTO: Polvo blanco higroscópico. Densidad relativa (agua = 1): 3.3-3.4 Solubilidad en agua: reacciona formando hidróxido de calcio PELIGROS QUÍMICOS: Reacciona violentamente con ácidos fuertes, agua, trifluoruro de cloro o trifluoruro de boro; reacciona con agua generando el calor suficiente para encender  materiales combustibles. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación y por ingestión. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable, sin embargo se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire por dispersión. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: La sustancia es corrosiva de los ojos, piel y tracto respiratorio. Corrosivo por ingestión. La inhalación de puede originar origi nar edema pulmonar. Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata. Se recomienda vigilancia médica. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: El contacto prolongado o repetido con la piel puede producir dermatitis, ulceración y perforación del tabique nasal. ÓXIDO FERRICO (Fe 2O3) ESTADO FISICO; FISICO; ASPECTO: Sólido negro en diversas formas. Solubilidad en agua: Ninguna. PELIGROS QUÍMICOS: La sustancia puede incendiarse espontáneamente en contacto con el aire cuando se calienta intensamente por encima de 200°C. La sustancia es fácilmente oxidada por el aire. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de part¡culas en el aire cuando se di spersa, especialmente si está en forma de polvo. ÓXIDO DE MAGNESIO (MgO) ESTADO FISICO; FISICO; ASPECTO: Polvo blanco, muy fino. Solubilidad en agua, g/100 ml: ninguna PELIGROS FISICOS: Absorbe Absorbe fácilmente humedad y dióxido de carbono cuando se expone al aire. PELIGROS QUÍMICOS: Reacciona vigorosamente con halógenos y ácidos fuertes.

5 VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol o humo y por ingestión. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo se puede alcanzar rápidamente una concentración molesta de partículas en el aire cuando es dispersado. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: La sustancia irrita los ojos y la nariz. La inhalación de humos recientemente formados puede originar fiebre de los humos metálicos.

ÓXIDO DE ZINC (ZnO) ESTADO FISICO; FISICO; ASPECTO: Polvo o cristales blancos, inodoros. Solubilidad en agua: ninguna PELIGROS QUÍMICOS: Reacciona violentamente con alumínio, polvos de magnesio y con el caucho clorado bajo calor intenso, originando peligro de incendio y explosión. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol, polvo, humos, y por ingestión. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA CORTA DURACIÓN: La sustancia irrita el tracto respiratorio. La inhalación del polvo o humo puede originar fiebre de los humos metálicos. Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata. Se recomienda vigilancia médica. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: El contacto prolongado o repetido con la piel puede producir dermatitis. La exposición prolongada o repetida puede originar  asma. MONÓXIDO DE NÍQUEL (NiO) ESTADO FISICO; FISICO; ASPECTO: Polvo cristalino entre verde y negro. Solubilidad en agua: ninguna PELIGROS QUÍMICOS: Reacciona violentamente con iodo y sulfuro de hidrógeno originando riesgo de incendio y explosión. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol, de partículas de polvo y por ingestión. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire por dispersión. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: La sustancia irrita los ojos y el tracto respiratorio. EFECTOS DE EXPOSICION PROLONGADA O REPETIDA: El contacto prolongado o repetido puede producir sensibilización de la piel. La exposición a inhalación prolongada o repetida puede originar asma. Esta sustancia es carcinógena para los seres humanos. ÓXIDO DE COBRE (CuO) ESTADO FISICO; FISICO; ASPECTO: Polvo cristalino amarillo, rojo o pardo. Solubilidad en agua, ninguna PELIGROS QUÍMICOS: Reacciona con ácidos para formar sales cúpricas. Corroe el aluminio. VIAS DE EXPOSICIÓN: La sustancia se puede absorber por inhalación y por ingestión. RIESGO DE INHALACIÓN: La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas en el aire cuando es di spersado. EFECTOS DE EXPOSICION DE CORTA DURACIÓN: La sustancia irrita los ojos, piel y el tracto respiratorio. La inhalación de humos puede origi nar fiebre de los humos metálicos e inflamación nasal. Se recomienda vigilancia médica. AZUFRE (S) : E ste no metal tiene un color amarillo, es blando, frágil, ligero, desprende un olor  característico a huevo podrido al mezclarse con hi drógeno y arde con llama de color azul desprendiendo dióxido de azufre 3. Es un elemento no metálico, insípido, inodoro, de color amarillo pálido. El azufre se encuentra en el grupo 16 del sistema periódico. Su número atómico es 16 y su masa atómica 32,064. Todas Todas 3

http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn1184.htm

6 las formas de azufre son insolubles en agua, y las formas cristalinas son solubles en disulfuro de carbono. Cuando el azufre ordinario se funde, forma un líquido de color pajizo que se oscurece si se calienta más, alcanzando finalmente su punto de ebullición. Si el azufre fundido se enfría lentamente, sus propiedades físicas varían en relación a la temperatura, presión y el método de enfriamiento. El azufre puede presentarse en varias formas alotrópicas, que incluyen los líquidos Së y Sµ, y diversas variedades sólidas, cuyas formas más familiares son el azufre rómbico y el azufre monoclínico. La más estable es el azufre rómbico, un sólido cristalino de color amarillo con una densidad de 2,06 g/cm3 a 20 °C. Es ligeramente soluble en alcohol y éter, moderadamente soluble en aceites y muy soluble en disulfuro de carbono. A temperaturas entre 94,5 °C y 120 °C esta forma rómbica se transforma en azufre monocl ínico, que presenta una estructura alargada, transparente, en forma de agujas con una densidad de 1,96 g/cm 3 a 20 °C. La temperatura a la que el azufre rómbico y el monoclínico se encuentran en equilibrio, 94,5 °C, se conoce como temperatura de transición. Cuando el azufre rómbico ordinario se funde a 115,21 115,21 °C, forma el líquido amarillo pálido S ë, que se vuelve oscuro y viscoso a 160 °C, formando S µ. Si se calienta el azufre hasta casi alcanzar su punto de ebullición de 444,6 °C y después se vierte rápidamente en agua f ría, no le da tiempo a cristalizar en el estado rómbico o monoclínico, sino que forma una sustancia transparente, pegajosa y elástica conocida como azufre amorfo o plástico, compuesta en su mayor parte por S µ sobreenfriado. El azufre tiene valencias dos, cuatro y seis, como presenta en los compuestos sulfuro de hierro (FeS), dióxido de azufre (SO 2) y sulfato de bario (BaSO 4), respectivamente. Se combina con hidrógeno y con elementos metálicos por calentamiento, formando sulfuros. El sulfuro más común es el sulfuro de hidrógeno, H 2S, un gas venenoso e incoloro, con olor a huevo podrido. El azufre también se combina con el cloro en diversas proporciones para formar monocloruro de azufre, S 2Cl2, y dicloruro de azufre, SCl 2. Al arder en presencia de aire, se combina con oxígeno y forma dióxido de azufre, SO 2, un gas pesado e i ncoloro, con un característico olor sofocante. Con aire húmedo se oxida lentamente a ácido sulfúrico, y es un componente básico de otros ácidos, como el ácido tiosulfúrico, H2S2O3, y el ácido sulfuroso, H 2SO3. Este último tiene dos hidrógenos reemplazables y forma dos clases de sales: sulfitos y sulfitos ácidos. En una disolución, los sulfitos ácidos o bisulfitos de los metales alcalinos, como el bisulfito de sodio, NaHSO3, actúan como ácidos. Las disoluciones de sulfitos comunes, como sulfito de sodio, Na2SO3, y sulfito de potasio, K 2SO3, son ligeramente alcalinas.

MAGNESIO (Mg): Elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo. El magnesio es uno de los metales alcalinotérreos, y pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. El número atómico del magnesio es 12. es maleable y dúctil cuando se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que permanece estable en condiciones normales. El oxígeno, el agua o los álcalis no atacan al metal a temperatura ambiente. Reacciona con los ácidos, y cuando se calienta a unos 800 ºC reacciona también con el oxígeno y emite una luz blanca radiante. El magnesio tiene un punto de fusión de unos 649 ºC, un punto de ebullición de unos 1.107 ºC y una densidad de 1,74 g/cm 3; su masa atómica es 24,305. Peligros físicos: Posible explosión del polvo o de los gránulos al mezclarse con el aire. En seco se puede cargar electróstaticamente al ser removido, transportado, vertido, etc… Peligros químicos: La sustancia puede incendiarse espontáneamente al contacto con el aire produciendo gases irritantes o tóxicos. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes y con muchas sustancias provocando riesgo de incendio y de explosión. Reacciona con ácidos y agua formando gas hidrógeno inflamable, provocando riesgo de incendio y de explosión. Primeros auxilios: Inhalación: Salir al aire fresco. Ojos: Enjuagar los ojos abundantemente con agua. Consultar con un físico. Piel: Lavar con jabón y agua abundantemente para eliminar las partículas. Ingestión: Si se ingieren grandes cantidades de polvo de magnesio, provocar el vómito y

7 consultar con un físico. Nota para el físico: No existe tratamiento o antídoto específico. Se recomienda cuidado de apoyo. El tratamiento debe estar basado en las reacciones del paciente.

LITIO (Li) : es un elemento metálico, blanco plateado, qu ímicamente reactivo, y el más ligero en peso de todos los metales. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 3. . Se oxida al instante y se corroe rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe sumergirse en un líquido tal como la nafta. Tiene un punto de fusión de 181 °C, un punto de ebullición de 1.342 °C y una densidad relativa de 0,53. Su masa atómica es 6,941. pl ateado, extremamente blando y muy reactivo. En SODIO (Na): es un elemento metálico blanco plateado, el grupo 1 (o IA) del sistema periódico, el sodio es uno de los metales alcalinos. Tiene una dureza de 0,4. Se oxida con rapidez al exponerlo al aire y reacciona violentamente con agua formando hidróxido de sodio e hidrógeno. Tiene un punto de fusión de 98 °C, un punto de ebullición de 883 °C y una densidad relativa de 0,97. Su masa atómica es 22,9898.

CALCIO (Ca) : E s un elemento metálico, reactivo y bl anco plateado. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número atómico es 20. Metal maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto de fusión de 839 °C, un punto de ebullición de 1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm 3; su masa atómica es 40,08. En el aíre frío y seco, el calcio no es fácilmente atacado por p or el oxígeno, pero al calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos, el oxígeno, el azufre, el fósforo, el hidrógeno y el nitrógeno. El calcio reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca(OH) 2 y liberando hidrógeno. COBRE (Cu) : es uno de los metales de mayor uso, de apariencia metálica y color pardo rojizo. El cobre es uno de los elementos de transición de la tabla periódica, y su número atómico es 29. Su punto de fusión es de 1.083 °C, mientras que su punto de ebullición es de unos 2.567 °C, y tiene una densidad de 8,9 g/cm3. Su masa atómica es 63,546. ALUMINIO (Al) : De color plateado y muy ligero, su masa atómica es 26,9815; tiene un punto de fusión de 660 ºC, un punto de ebullición de 2.467 ºC y una densidad relativa de 2,7. Es un metal muy electropositivo y altamente reactivo. Al contacto con el aire se cubre rápidamente con una capa dura y transparente de óxido de aluminio que resiste la posterior acción corrosiva. Tiene la propiedad de reducir muchos compuestos metálicos a sus metales básicos. NÍQUEL (Ni) : El níquel es un metal duro, maleable y dúctil, que puede presentar un intenso brillo. Tiene propiedades magnéticas por debajo de 345 °C. Aparece bajo cinco formas isotópicas diferentes. El níquel metálico no es muy activo químicamente. Es soluble en ácido nítrico diluido, y se convierte en pasivo (no reactivo) en ácido nítrico concentrado. No reacciona con los álcalis. Tiene un punto de fusión de 1.455 °C, y un punto de ebullición de 2.730 °C, su densidad es de 8,9 g/cm3 y su masa atómica 58,69. ZINC (Zn) : El cinc puro es un metal cristalino, insoluble en agua caliente y fría, y soluble en alcohol, en los ácidos y en los álcalis. Es extremadamente frágil a temperaturas ordinarias, pero se vuelve maleable entre los 120 y los 150 °C, y se lamina fácilmente al pasarlo entre rodillos calientes. No es atacado por el aire seco, pero en aire húmedo se oxida, cubriéndose con una película carbonada que lo protege de una posterior corrosión. Tiene un punto de fusión de 420 °C, un punto de ebullición de 907 °C y una densidad relativa de 7,14. Su masa atómica es 65,38 4.

PROBLEMA # 1 4

Enciclopedia Microsoft Encarta 2005

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¿ Qué comportamiento ácido-base, presentan en disolución acuosa los óxidos de litio, sodio, magnesio, calcio, silicio, azufre, cobre, níquel, aluminio, zinc y hierro? OBJETIVOS: GENERAL: Observar el comportamiento ácido-base de cada disolución problema  PARTICULARES: Identificar las disoluciones ácidas y bási cas por sus características específicas. Determinar el producto resultante de la reacción de cada elemento al aplicar agua y oxígeno . 

• •

MATERIAL:           

1 gradilla 1 matraz aforado 3 pipetas graduadas (5ml) 12 tubos de ensayo 2 vasos de precipitados (50ml) 1 probeta (100ml) papel tornasol rojo y azul 1 agitador  pinzas para tubo de ensayo 1 cucharilla de combustión 1 frasco con tapa

EQUIPO:  Mechero bunsen  balanza analítica REACTIVOS:                  

Indicador Universal Hidróxido de sodio (NaOH) Ácido clorhídrico (HCl) Litio (Li) Calcio (Ca) Magnesio (Mg) Aluminio (Al) Níquel (Ni) Sodio (Na) Azufre (S) Cobre (Cu) Zinc (Zn) Óxido de cobre (CuO) Óxido de zinc (ZnO) Óxido de níquel (NiO) Óxido de aluminio (Al 2O3) Óxido férrico (Fe 2O3) Agua (H2O)

9 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1.- Investigue las precauciones en el manejo de los elementos y compuestos que va a utilizar, en especial de los metales alcalinos, del azufre, el ácido clorhídrico y de la sosa. 2.- Prepare una solución de hidróxido de sodio (6M) y una de ácido clorhídrico clorhídrico (1:1) > 5ml = 2.5ml de agua y 2.5ml de HCl 3.- Prepare tres tubos de ensayo que le servirán como testigos de los cambios de color que presenta el indicador universal en diferentes medios. En el primero de estos tubos coloque 5ml de agua destilada y dos gotas de indicador universal. En el segundo tuvo pongo 5ml de disolución de hidróxido de sodio (6M) y dos gotas de indicador universal. Finalmente agregue al tercer tubo 5ml de ácido clorhídrico (1:1) y dos gotas de indicador universal. Registre sus datos en la tabla 1. 4.- Registre en la tabla 2 los colores observados en los siguientes experimentos después agregar  el indicador universal. 5.- Limpie y lije la cucharilla de combustión con una lija de agua. 6.- Coloque en la cucharilla de combustión un trozo pequeño de litio, acérquelo a la flama del mechero, observe la coloración de esta y permita que se lleve acabo la combustión. 7.- Introduzca la cucharilla con el producto en un frasco que contenga aproximadamente 40ml de agua destilada. Añada 5 gotas de indicador universal. 8.- Repita los pasos 5,6 y 7 con sodio, potasio, magnesio y calcio tratando de utilizar porciones similares en todos los casos. 9.- En el caso del azufre, realice la operación en al campana para evitar una intoxicación por los gases desprendidos. Después de efectuar la combustión, introduzca la cucharilla en un frasco con tapa que contenga alrededor de 20ml de agua destilada y permita que el gas se disuelva en al misma. Adicione dos gotas de indicador universal. 10.-Utilice un poco de hielo seco como fuente de dióxido de carbono. Coloque un pequeño trozo trozo en 20ml de agua y añada indicador universal. 11.-Elabore 11.-Elabore disoluciones con 0.1 g de los siguientes reactivos: óxido de zinc, óxido de níquel, óxido de aluminio, óxido férrico y óxido de cobre en 5ml de agua cada uno, coloque cada uno en un tubo de ensayo (observar si hay reacción aparente) y añada el indicador universal.

RESULTADOS: •

NaOH (6M) en 50ml de agua:

No. Moles =(6mol/L)(0.05L) = 0.3 mol NaOH = 40g – 1mol X - 0.3 mol x = 12g Por lo tanto: 12g de NaOH en 50ml de agua •

TABLA 1 MEDIO

COLOR DEL INDICADOR

CARÁCTER ACIDOBASE

AGUA DESTILADA

AMARILLO

NEUTRO  

DISOL., DE NAOH

MORADO

BÁSICO  

DISOL., DE HCL

ROSA

ÁCIDO

 

10 TABLA 1.1 ELEMENTO ELEMENTO O COMPUESTO COMPUESTO LITIO CÁLCIO METÁLICO MAGNESIO ÓXIDO DE COBRE ALUMINIO NÍQUEL (en polvo) SODIO AZUFRE COBRE ZINC HIDRÓXIDO DE DE SO SODIO •

COLORACIÓN COLORACIÓN DE LA FLAMA FLAMA AL APLICA APLICARLE RLE CALOR Naranja, se oxida al instante

Azul índigo, reacciona fácilmente Emite una luz blanca radiante Morado Verde, reacciona rápidamente Morado Roja, se oxida con rapidez Azul, desprende SO2 Violeta Amarilla Naranja, absorbe CO CO 2 y agua del aíre

TABLA 1.2 ÓXIDO ÓXIDO CO COLO LOR R DEL DEL INDI INDICA CADO DOR R ZnO Verde CuO (II) Ve Verde NiO (II) Ve Verde Fe2O3 Azul Al2O3 azul •

REAC REACCI CION ONA A CO CON N EL EL AGUA AGUA No No No No no

ACID ACIDEZ EZ// BAS BASIC ICID IDAD AD Base débil Base débil Base débil Base fuerte Base fuerte

DISCUSIÓN DE RESULTADOS: CUESTIONARIO 1 1.- A partir del aspecto que presenta cada uno de los tubos testigo, establezca como se relaciona el color del indicador con la acidez o basicidad del medio. Nos basamos para establecer la acidez y basicidad del medio, en las indicaciones y propiedades del indicador universal, donde dependiendo del color que tome la disolución, es el rango de PH que maneja, dándonos que en el caso del agua, que fue amarillo el indicador , es un rango de PH, de 5 a 7, por lo que puede ser básica o neutra, pero tomando en cuenta las propiedades del agua, es neutra con PH de 7, para la disolución de NaOH, el indicador viro a morado, donde el rango de PH para soluciones moradas o violetas es entre 13 y 14, por lo tanto es una base fuerte, y para la disolución de ácido clorhídrico, viró a rosa, por lo que resulto un ácido fuerte, ya que para soluciones rosas o rojas, el PH varía entre 1 y 2. 2.- ¿Por qué se utilizaron cobre, níquel, aluminio, zinc, litio, calcio, magnesio, sodio y azufre en estado elemental para formar los óxidos correspondientes? Para observar las reacciones que los elementos tenían al ponerlos en contacto con calor. 3.- ¿Qué óxidos reaccionan con agua? Óxido de calcio (CaO), Óxido de magnesio (MgO), Óxido de sodio (Na 2O) y Dióxido de azufre (SO2), Óxido de Litio (Li 2O) 4.- ¿Qué óxidos no reaccionan con agua? Óxido de cobre (II)(CuO), Óxido de aluminio (Al 2O3), Óxido de níquel (II) (NiO),Óxido de Zinc (ZnO) y el Óxido férrico (Fe 2O3) 5.- Escriba en la tabla 2, las ecuaciones correspondientes a las reacciones de formación de óxidos de los elementos.

11 6.- Escriba en la tabla 2, las ecuaciones correspondientes a las reacciones de los óxidos con agua.

12 Elemento + oxigeno

Oxido+agua

Color del indicador  Papel tornasol: 2Li2O + 3H2O → 4 LiOH  +  H 2 O     →  → 2 Li 2 O 4Li + O2 ∆ Rojo: azul • Azul: azul • Indicador  Universal: Azul Papel tornasol:     →  → 2CaO 2CaO + 2H2O ↔ 2Ca (OH ) 2 2Ca + O2 ∆ Rojo: azul • Azul: azul • Indicador  Universal: Azul Papel tornasol:     →  → 2 MgO 2MgO+2H2O ↔ 2 Mg (OH ) 2 2Mg +O2 ∆ Rojo: azul • Azul: azul • Indicador  Universal: Azul Papel tornasol:     →  → 2 Al 2 O3 2Al2O3+H2O ⇔ 4 Al + + 3O − +  H  O 2 2 4Al+3O2 ∆ Rojo: rojo • Azul: azul • Indicador  Universal: Amarillo − + Papel tornasol:     →   → 2 NiO 2NiO+H2O ⇔ 2 Ni + O2 +  H 2O 2Ni+O2 ∆ Rojo: rojo • Azul: azul • Indicador  Universal: verde Papel tornasol:     →   → 2 Na 2 O 2Na2O+2H2O → 4 Na (OH ) 4Na+O2 ∆ Rojo: azul • Azul: azul • Indicador  Universal: violeta Papel tornasol:     →  → SO2  → H 2 SO3 SO2+H2O    →  H  S + O2 ∆ Rojo: rojo • Azul: rojo • Indicador  Universal: rojo − + Papel tornasol:     →  → 2CuO 2CuO+H2O ⇔ 2Cu + O2 +  H 2 O 2Cu+O2 ∆ Rojo: rojo • Azul: azul • Indicador  Universal: Amarillo − + Papel tornasol:     →  → 2 ZnO 2ZnO+H2O ⇔ 2 Zn + O2 +  H 2 O 2Zn+O2 ∆ Rojo: azul • Azul: azul • Indicador  Universal: verde − + Fe2O3 Papel tornasol: 2Fe2O3+H2O ⇔ 4 Fe + 3O2 +  H 2 O Rojo: azul • Azul: azul • Indicador  Universal: azul +

Carácter  ácido-base Base fuerte

Base fuerte

Base fuerte

Base débil

Base débil

Base fuerte

Ácido fuerte

Base débil

Base débil

Base débil

13 T A B L A 2

14 7.-Compare el color de los tubos testigos con los tubos de los óxidos al reaccionar con agua. ¿Qué comportamiento acido- base, presentan los óxidos de litio, sodio, magnesio, calcio, azufre, cobre, níquel, aluminio, zinc y hierro en disolución acuosa? Los óxidos de litio, calcio, magnesio, sodio, aluminio, níquel, cobre, zinc y hierro, se comportan como bases, y el único que se comporto como ácido fue el dióxido de azufre en disolución acuosa. ⇒

⇒

⇒

⇒ ⇒

Preparamos una disolución 6M, utilizando la fórmula de molaridad para poder determinar la cantidad de sosa requerida, para la solución valorada en 50ml de agua que guardamos en un matraz aforado para evitar que absorbiera CO 2 y agua del aíre. En la tabla 1 observamos los distintos comportamientos ácidos y básicos que se presentan, conociendo las propiedades del HCl, HCl , es uno de los compuestos mas ácidos que hay, siendo su PH de entre 1 y 2, por lo que es de los ácidos más fuertes que hay h ay,, el agua es una sustancia completamente neutra con PH de 7, y la sosa siendo de las sustancias mas básicas que hay con PH entre 13 y 14, por lo que observamos los 3 caracteres de acidez, neutralidad y basicidad que existen. En la tabla 1.1 se muestra como algunos elementos al hacerlos reaccionar con oxígeno por  medio de calor, tienen distintas coloraciones en su flama, e incluso como en el caso del magnesio, se desprende luz blanca, por su oxidación, en el caso de el litio, el calcio, el magnesio, el aluminio y el sodio, la oxidación fue mas rápida que en el caso de el óxido de cobre (que al hacerlo reaccionar con O 2, obtenemos cobre pero con liberación de oxígeno), el níquel, el cobre y el zinc. En el caso del azufre, su flama fue azul completamente y desprendió dióxido de azufre al reaccionar. En los elementos que no se observo un cambio aparente en su flama fue el litio el zinc y la sosa (en la que como producto se obtuvo óxido de sodio con agua y liberación de oxígeno). En la tabla 1.2, observamos como ninguno de los óxidos aplicados, reaccionaron con el agua, tan solo se disociaron en ella, siendo todas de carácter básico. En la tabla 2, se muestran las reacciones obtenidas de cada uno de los elementos y compuestos utilizados donde: ♦ En la primer columna, se muestra la reacción de los elementos con oxígeno en presencia de calor, donde se obtuvieron los óxidos correspondientes. ♦ En la segunda columna, se muestra la reacción de los óxidos con el agua, donde solamente reaccionaron el óxido de litio (formando hidróxido de litio en agua), el óxido de calcio (formando hidróxido de calcio), el óxido de magnesio (formando hidróxido de magnesio), el óxido de sodio (formando hidróxido de sodio), y por  último el dióxido de azufre, que al agregar agua en el frasco donde se contuvo el SO2 y taparlo, en presencia de los gases, se formó ácido sulfuroso. En cambio, el óxido de aluminio, el óxido de níquel (II), el óxido de cobre (II), el óxido de zinc y el óxido férrico, no reaccionaron con el agua, tan solo se disociaron en ella, además de que no se disolvieron por su poca solubilidad en agua. ♦ En la tercer columna, se observa la acción de los indicadores que utilizamos (papel tornasol e indicador universal) para encontrar el carácter ácido o básico de las disoluciones acuosas y dependiendo de su vire determinamos en la columna 4 su acidez o basicidad.

CONCLUSIONES: En este experimento, logramos observar el comportamiento ácido-base de las diferentes disoluciones de óxidos utilizadas, donde el único óxido ácido fue el dióxido de azufre, también observamos los tipos de sustancias que presentan carácter mas básico, neutro y ácido (NaOH, H2O y HCl), además de la utilización de 2 tipos de indicadores (papel tornasol e indicador  universal). El tipo de reacción que se forma al oxidar distintos elementos, y al diluirlos en agua para lograr observar su comportamiento y si reaccionan o no en ella, además de poder determinar su acidez o basicidad en disolución acuosa por medio de los indicadores.

15

PROBLEMA # 2 ¿Qué comportamiento ácido-base, presentan los óxidos de los elementos que no reaccionaron con el agua? OBJETIVOS: 

  

General: Observar el comportamiento ácido-base de algunos de los óxidos que en el problema 1 no reaccionaron con el agua. Particulares:

Observar y determinar como reaccionan los óxidos de hierro, zinc, níquel, cobre y aluminio en medios ácidos y básicos. Determinar los productos de las reacciones de los óxidos utilizados y el carácter  ácido-básico de estos productos.

MATERIAL:         

10 tubos de ensayo 1 gradilla 1 espátula 1 vasos de precipitados (50ml) 2 pipetas graduadas (5ml) 1 probeta (50ml) 1 agitador  pinzas para tubo de ensayo papel tornasol rojo y azul

EQUIPO:  1 mechero bunsen REACTIVOS:        

Óxido férrico (Fe 2O3) Óxido de zinc (ZnO) Óxido de níquel (II) (NiO) Óxido de cobre (II) (II) (CuO) Óxido de aluminio (Al2O3) Hidróxido de sodio (NaOH) Ácido clorhídrico (HCl) Agua (H2O)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1. Prepare una disolución de ácido clorhídrico (1:1) > 30ml con 15ml de H2O y 15ml de HCl 2. En tubos de ensayo, por separado, coloque una porción de ZnO, NiO, CuO, Al 2O3 y Fe2O3 (coloque los óxidos por cada 2 tubos de ensayo y numérelos del 1 al 10) 3. En los tubos tubos del del 1 al 5, se se tendrá tendrá una muestra muestra de cada óxido, óxido, a los que se se le agregara agregara 5ml 5ml de disolución de ácido clorhídrico. 4. Caliente Caliente uno por por uno los los tubos tubos de ensayo, ensayo, hasta hasta la ebullición ebullición de de la disolución disolución.. 5. Con papel papel tornasol tornasol rojo y azul, azul, determine determine el caráct carácter er ácido-base ácido-base de cada cada disolución. disolución.

16 6. Repita Repita los pasos pasos 3, 4 y 5 con los tubos tubos 6 a 10 10 pero utiliza utilizando ndo sosa sosa 6M que sobró sobró del del problema 1 (registre sus datos en las tablas 3 y 3.1).

RESULTADOS: •

TABLA 3

Elemento Óxido Óxido + ácido Zn

ZnO

Ni

N iO

Cu

CuO

ZnO + 2HCl     →   → ZnCl 2 ∆ NiO + 2HCl     →   → NiCl 2 ∆ CuO + 2HCl     →   → CuCl 2 ∆

+  H 2 O +  H 2 O

+  H 2 O

Al2O3 + 6HCl     →   → 2 AlCl 3 ∆

Al

Al2O3

Fe

Fe2O3 Fe2O3 + 6HCl

+ 3 H 2 O

    →   → 2 FeCl 2 + 3 H 2 O + 2Cl  ∆ •

Observaciones

Carácter   ácidobase

En estado sólido el óxido es blanco, péro al reaccionar se vuelve transparente En estado sólido el óxido es verde obscuro, pero al reaccionar se torna verde claro En estado sólido el óxido es negro, pero al reaccionar  con el ácido, se torna a verde claro. En estado sólido el óxido es blanco, y al reaccionar, cambia a blanco transparente No cambia su coloración (rojo), pero se calienta

Ácido Ácido

Ácido

Ácido

Ácido

TABLA 3.1

ÓXIDO + NaOH (base)

Observaciones

Carácter   ácido-base

ZnO + 2NaOH     →   → Zn (OH ) 2 +  Na 2 O ∆ NiO + 2NaOH     →   → Ni (OH ) 2 +  Na 2 O ∆ CuO + 2NaOH     →   → Cu (OH ) 2 +  Na 2 O ∆ Al2O3 + 6NaOH     →   → Al 2 (OH ) 6 + 3 Na 2 O ∆ Fe2O3 + 6NaOH     →   → Fe2 (OH ) 6 + 3 Na 2 O ∆

No cambia su coloración, y queda una suspensión blanca

básico

No cambia su coloración, y queda una suspensión verde

Básico

No cambia su coloración, y queda una suspensión negra

Básico

No cambia su coloración, y queda una suspensión blanca

Básico

Queda una suspensión guinda y a contraluz azul

básico

DISCUSIÓN DE RESULTADOS: Cuestionario 2  1. ¿En cuáles cuáles de los los óxidos óxidos que trabajo trabajo no se se pude ver ver su caracte característ rística ica ácido-bas ácido-base? e? En medio ácido : el óxido de cobre y en medio básico el óxido férrico 2. ¿Qué comport comportamient amiento o ácido-base, ácido-base, presenta presentan n los óxidos óxidos que no reaccionar reaccionaron on con el agua? agua?

17 Al hacerlos reaccionar con disolución de HCl, se transformaron en ácidos, y al reaccionarlos con sosa, se transformaron en soluciones básicas. ⇒

⇒

Como podemos observar en la tabla 3, al reaccionar los óxidos con el HCl en presencia de calor, nos dio como resultado sales ácidas, donde el ZnO, al reaccionarlo nos dio como productos cloruro de zinc y agua, el NiO, cloruro de níquel (II) y agua, el CuO, cloruro de cobre (II) y agua, el Al 2O3, cloruro de aluminio y agua y por último el Fe 2O3, dio como productos cloruro de hierro (II) , Agua y cloro. En la tabla 3.1 se observan las reacciones de los óxidos con la sosa, que es una sustancia muy básica, por lo que al reaccionar los óxidos con esta en presencia de calor, obtuvimos 2 productos, que fueron hidróxidos y óxido de sodio, que ambos son sustancias básicas, dándonos una suspensión donde el soluto era el óxido de sodio, y el solvente su respectivo hidróxido, dándonos una solución básica en todos los casos.

CONCLUSIONES: Los óxidos que no reaccionan con el agua, al ser reaccionados en una solución básica en presencia de calor, pueden reaccionar, formando formando hidróxidos, al igual que los que si reaccionan con el agua; de la misma manera pueden reaccionar también con medios ácidos en los que se neutraliza la reacción formando sales y agua. Por lo tanto, todos los óxidos pueden reaccionar, siempre y cuando se les aplique un medio adecuado, ya sea ácido, básico o neutro, dependiendo del tipo de compuesto que se tenga y de sus propiedades químicas para llevar a cabo una reacción química, en este caso de óxidos.

Cuestionario Final 1.-De acuerdo ala información que tiene, ¿Qué relación guarda el carácter ácido-base de los óxidos de los elementos con su posición en la tabla periódica? Los grupos IA y IIA, y el periodo 4, además del aluminio, al formar sus óxidos correspondientes, forman bases (siempre y cuando se trate de metales), y el periodo 3 en no metales, forma ácidos. 2.-Diga como se denominan a los óxidos que reaccionan tanto con ácidos como con bases. ¿Cuáles de los óxidos que trabajo, caen dentro de esta clasificación? Óxidos iónicos, óxido de zinc, de aluminio, de cobre, de aluminio y férrico 3- ¿Qué relación encuentra entre la el ectronegatividad de un elemento y el carácter ácido-base de su oxido? Mientras menos electronegativo sea el elemento , es mas básico el compuesto que se forme, y mientras más electronegativo sea, será mas ácido. 4- ¿Qué relación encuentra entre el carácter metálico o no metálico de un elemento y la acidez o basicidad de su oxido? La mayoría de los metales, producen bases, y algunos no metales como el fosforo, el hidrógeno y el azufre, producen bases al estar en contacto con oxígeno , es decir en los óxidos 5-Agrupe los óxidos que al reaccionar con agua forman el cation del elemento. ¿Qué tipo de de comportamiento acido-base se presentan en todos ellos? Óxido de aluminio, óxido de níquel (II), óxido de cobre (II), Óxido férrico y óxi do de zinc; bases 6- ¿En que casos los productos formados son los oxianiones correspondientes? En el caso del azufre, que formo un óxido ácido, el dióxido de azufre.

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BIBLIOGRAFÍA: 1) Talanquer Talanquer Artigas Vicente A. Etal QUÍMICA Editorial Santillana, México DF 2000, 6ta edición pp. 18-22 2) Allier Rosalía etal LA MAGIA DE LA QUÍMICA QUÍMICA editorial EPSA, México DF 1995 1era edición pp.125-149 3) http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn1 http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn1184.htm 184.htm 4) Enciclopedia Microsoft Encarta 2005

GLOSARIO: CATALIZADO CATALIZADOR: R: Sustancia que afecta la velocidad de una reacción química, qu ímica, sin que sufra ningún cambio permanente. COMPUESTO: Combinación de 2 o mas elementos en proporciones fijas, con intervención de energía, que dan origen a una nueva sustancia, con propiedades diferentes a las que le dieron origen y sus componentes no pueden separarse fácilmente por medios físicos. ELEMENTO: Formado por átomos del mismo número atómico y no puede descomponerse por  métodos químicos en otra sustancia mas sencilla. FÓRMULA: Es la representación simbólica de un grupo de átomos que forman una molécula. Si los átomos son iguales entre sí, representan la molécula de un elemento, sino, la de un compuesto. ION : Átomo o grupos de átomos que exhiben carga eléctrica. OXIDACIÓN : Se presenta cuando una sustancia se combina con oxígeno o cede electrones. REACCIÓN QUÍMICA: Fenómeno por el cuál se modifica la estructura de una sustancia. SUSPENSIONES: Mezclas heterogéneas formadas por un líquido y un sólido, cuyas partículas son poco solubles o insolubles en el líquido en que se encuentran, lo que les da una apariencia turbia.