Colegio Gimnasio Campestre San Sebastián SÍNTESIS_QUIMICA_7º
DOCENTE: Oscar Javier Ayala Díaz RESUMEN MODELOS ATÓMICOS 1. MODELO DE DALTON. Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, ésta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso). Los postulados básicos de esta teoría atómica son: 1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). 3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. 4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla. 2. MODELO DE THOMSON Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales: Electrones, con carga eléctrica negativa Protones, con carga eléctrica positiva Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones. Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía). 3. MODELO DE RUTHERFORD: En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en: · Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). · Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol. Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco. Insuficiencias del modelo de Rutherford: 1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve. 4. MODELO DE BOHR: A. Primer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. B. Segundo postulado: Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos: C. Tercer Postulado: La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se
emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck. Insuficiencias del modelo de Bohr. · El modelo de Bohr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico. · Además, los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica. · El modelo no consigue explicar cómo los átomos individuales obran recíprocamente con otros átomos para formar los agregados de la sustancia que observamos. 5. MODELO ACTUAL: Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica: Ecuación de Schrödinger La Mecánica Cuántica (1927) engloba la hipótesis de Louis de Broglie y el Principio de indeterminación de Heisenberg. El carácter ondulatorio del electrón se aplica definiendo una función de ondas, Ψ, utilizando una ecuación de ondas, que matemáticamente es una ecuación diferencial de segundo grado, es decir, una ecuación en la cual intervienen derivadas segundas de la función Ψ Números cuánticos. En este modelo atómico, se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia su significado físico, puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital. Número Cuántico Principal (n) Significado Físico: · Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón). · Distancia del electrón al núcleo. Valores Permitidos: 1, 2, 3.... Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) Significado Físico: Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n. Valores Permitidos: 0, 1, 2, ..., n-1 Números Cuántico Magnético (ml ) Significado Físico: Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. Valores Permitidos: -l, ..., 0, ..., + l Espín (s) Significado Físico: Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Valores Permitidos: ± 1/2 Así, cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón: Esto se refleja en el Principio de exclusión de Pauli (1925): en un átomo no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, al menos se tendrán que diferenciar en uno de ellos. -Este modelo es válido para explicar la configuración electrónica de los átomos. Por la
configuración electrónica se deducen las propiedades de los átomos, y en base a las propiedades de los átomos se explican los enlaces que originan las distintas sustancias químicas. http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/MAtomicos.aspx
NIVELES Y SUBNIVELES DE ENERGÍA Los electrones se sitúan en una serie de capas o niveles de energía que pueden contener distintos subniveles constituidos por los orbitales atómicos, que según su forma y orientación podrán alojar distinto número de electrones. Se conocen un total de siete niveles identificados por los números 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 que nos indican su situación respecto del núcleo. El nivel o capa 1 está más próximo al núcleo que el nivel 2, éste más próximo que el 3 y así sucesivamente. Cada nivel posee tantos subniveles como indica el número de orden hasta un máximo de cuatro a partir de la 4ª capa. Los subniveles se representan mediante las letras s, p, d y f
De esta manera resuelve que hay cuatro tipos de orbitales (s, p, d y f) y la capacidad de electrones de cada uno de ellos (2, 6,10 y 14), además de la orientación de cada uno de los tipos de orbitales (forma). Cada uno de los orbitales tiene la capacidad de 2 electrones, si un orbital tiene varios tipos, entonces la capacidad del orbital se incrementa. Por ejemplo el orbital p tiene 3 tipos y cada uno con capacidad de 2 electrones, por lo que la capacidad del orbital p es de 6 electrones. Así, el primer nivel sólo contiene un subnivel: 1s; el segundo nivel tendrá dos subniveles: 2s y 2p; el tercero, tres: 3s, 3p y 3d; el cuarto, cuatro: 4s, 4p, 4d y 4f y, ya a partir del quinto se mantienen los cuatro subniveles: 5s, 5p, 5d, 5f ; 6s, 6p, 6d, etc. Todos los orbitales s pueden albergar hasta 2 electrones, los p hasta 6 electrones, los d hasta 10 electrones y, finalmente, los f hasta 14 electrones.
LEYES ESTEQUIÓMETRICAS O PONDERABLES Ley de la conservación de la materia de Lavoisier En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable. Ley de Proust o de las proporciones constantes En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que el peso de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entre sí una relación, expresable generalmente mediante el cociente de números enteros sencillos. Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792) "Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."
SUSTANCIAS QUÍMICAS Una sustancia química es cualquier material con una composición química definida, sin importar su procedencia. Por ejemplo, una muestra de agua tiene las mismas propiedades y la misma proporción de hidrógeno y oxígeno sin importar si la muestra se aísla de un río o se crea en un laboratorio. Las sustancias se clasifican en sustancias puras y mezclas. Una sustancia pura no puede separarse en otras sustancias por ningún medio mecánico. Estas sustancias pueden clasificarse en dos grupos; elementos y compuestos. Los elementos están formados por átomos de un mismo número atómico y los compuestos puros son combinaciones de dos o más elementos en una proporción definida. En química, una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias puras pero no combinadas químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. Las mezclas se clasifican en mezclas homogéneas y heterogéneas. Mezclas homogéneas: Es aquella en la que sus componentes no se perciben a simple vista, ni siquiera con la ayuda del microscopio. Su raíz "homo" significa semejanza de procrear de sí mismo. Está formada por un soluto y un solvente, y se les conoce como disoluciones o soluciones químicas. Mezclas heterogéneas: es aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Las partes de una mezcla heterogénea pueden separarse mecánicamente. Por ejemplo, las ensaladas, o una sopa. Se dividen en coloides y suspensiones. TEORÍA ATOMICA En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes; también, se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible)[1] es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Su denso núcleo representan el 99.9% de la masa del átomo, y está compuesto de bariones llamados protones y neutrones, rodeados por una nube de electrones, que en un átomo neutral- igualan el número de protones. NÚMERO ATÓMICO: es el número entero positivo que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear. NÚMERO MÁSICO: representa el número de los protones y neutrones. Se simboliza con la letra A. ES IMPORTANTE TRABAJAR EL SÍMBOLO DE LOS ELEMENTOS MÁS UTILIZADOS EN QUÍMICA.
LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la cantidad de energía para necesaria para separar el electrón menos atraído por el núcleo en un átomo en estado fundamental y se denomina primera energía d ionización; este proceso puede ser endotérmico cuando consume energía y se le asigna signo positivo o exotérmico cuando libera energía y se le asigna
signo positivo por ejemplo: Como se ve existe una segunda energía de ionización y es aquella requerida para separar un segundo electrón a un catión (+) del mismo elemento y siempre es mayor la segunda energía de ionización que la primera. Estas energías dependen de la fortaleza con la cual los electrones se unen a los átomos y una baja energía de ionización indica que ese átomo forma fácilmente cationes.
LA AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la cantidad de energía necesaria para adicionar un
electrón a un átomo aislado y en forma gaseosa para formar un anión (ión con carga negativa).Valores de afinidad electrónica muy altos significan que ese elemento adquiere un electrón y forma fácilmente un anión. Existen anomalías en los grupos IA Y VIIA por la estabilidad de estas configuraciones, pero existe una tendencia generalizada es un aumento de izquierda a derecha en el periodo y aumenta de abajo hacia arriba en el grupo.
ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cundo se combina químicamente con otros átomos. Según la escala de electronegatividad de Pauling existe un valor arbitrario máximo de 4 para el Fluor que es el de mayor electronegatividad. ESTRUCTURA DE LA TABLA PERIODICA MODERNA:
Los grupos Los elementos que pertenecen a un grupo presentan propiedades químicas similares. Anteriormente se hablaba de ocho grupos de elementos designados con las letras A y B. En la actualidad, la tendencia es numerar los grupos empleando números arábigos que van desde uno hasta 18, de acuerdo con sus distribuciones electrónicas.
Los periodos corresponden a siete filas horizontales identificadas con números arábigos o con las letras K(l), L(2), M(3), N(4), 0(5), P(6), Q(7). El número del periodo indica el número de niveles de energía del átomo. El nuevo diseño de la tabla periodica incluye en su estructura principal a las tierras raras.
Características Generales De Los Metales Y No Metales
Comparación De Los Metales Y No Metales Metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en
No Metales
No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas
solución acuosa. Las capas externas contienen poco electrones habitualmente tres o menos.
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.
* Excepto hidrógeno y helio REGIONES DE LA TABLA PERIODICA: Existe una relación entre la ubicación de los elementos y el subnivel al que pertenecen los electrones de su último nivel.
Región s. Pertenecen a esta región los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2). Tienen un solo orbital con capacidad para alojar dos electrones.
Región p. Consta de tres orbitales con capacidad para alojar seis electrones. Esta conformado por seis grupos que van desde el IIIA (13) hasta el VIIIA (18) como el Oxigeno (2s22p4), el Cloro (2s22p5) y el Argón (3s23p6).
Región d. Esta constituida por diez grupos que van desde el grupo IIIB (3) hasta el IIB (12), con elementos cuyos electrones se distribuyen en el subnivel d, como el Cromo (4s2 3d5) y el Cobre (4s2 3d9). A los elementos de la región d se les conoce como elementos de transición.
Región f. Esta zona incluye elementos de catorce grupos, que se caracterizan porque sus electrones externos están distribuidos en el subnivel f. Elementos como el lantano, el actinio o el uranio pertenecen a esta región. Son conocidos como elementos de transición interna.
Estructura del átomo En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza. - El núcleo Es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z. - La corteza Es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles y subniveles, giran alrededor del núcleo. Los orbitales son regiones dentro de los subniveles donde es mas probable encontrar los electrones.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones. La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico. 1. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico? 1. 2. 3. 4.
12 13 24 25
2. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en: 1. 2. 3. 4.
El El El El
número número número número
de protones atómico de neutrones de electrones
3. Señala si las afirmaciones son verdaderas o falsas. 1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones ( ) 2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones ( ) 3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico ( ) 4. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico ( ) 5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones ( ) LA TABLA PERIÓDICA Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas. * Principales propiedades periódicas Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos: - Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón. - Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones. - Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón. - Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico. - Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el octeto. * Otras propiedades periódicas Podemos enumerar - Volumen atómico atómico - Densidad vaporización - Punto de ebullición covalente - Carácter oxidante o reductor
- Radio iónico
- Radio
- Calor específico
- Calor de
- Punto de fusión
- Valencia
ENLACE QUÍMICO Es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica. Tipos de enlaces: El enlace covalente Es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de caracter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es "0". El enlace iónico Es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo. El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. IONES Y TIPOS DE IONES Son partículas cargadas constituidas por un átomo o conjunto de átomos neutros que ganaron o perdieron electrones, fenómeno que se conoce como ionización. Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble. Lothar Meyer en un artículo publicado en 1870 presentó su descubrimiento de la ley periódica que afirma que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su masa atómica. Esta ley fundamental fue descubierta en 1869 por el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev, quien fue más reconocido por el hallazgo que su colega Meyer. La razón de que se le conozca y se le de mayor mérito a Dimitri Mendeléiev que a Meyer reside en el uso espectacular que se le dio a la tabla periódica. Estos fueron los primeros científicos en crear la tabla periódica en el año 1869. Estados de la materia, en física clásica, las tres formas que puede tomar la materia: sólido, líquido o gas. El plasma, un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, se considera a veces un cuarto estado de la materia. Los sólidos se caracterizan por su resistencia a cualquier cambio de forma, resistencia que se debe a la fuerte atracción entre las moléculas que los constituyen. En estado líquido, la materia cede a las fuerzas tendentes a cambiar su forma porque sus moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras (véase Molécula). Los líquidos, sin embargo, presentan una atracción molecular suficiente para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar su volumen. Los gases, en los que las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente, no ofrecen ninguna resistencia a los cambios de forma y muy poca a los cambios de volumen. Como resultado, un gas no confinado tiende a difundirse indefinidamente, aumentando su volumen y disminuyendo su densidad.
SUSTANCIAS PURAS Son aquellas sustancias compuestas por un solo tipo de materia, presenta una composición fija y se puede caracterizar por una serie de propiedades específicas. Por ejemplo al analizar una muestra de sal común siempre encontraremos los mismos valores de solubilidad, densidad, punto de fusión. Las sustancias puras no se pueden separar en sus componentes por métodos físicos; y se pueden clasificar en sustancias simples o elementos químicos y sustancias compuestas o compuestos químicos.
ELEMENTOS QUÍMICOS Un elemento químico no se puede descomponer en otras sustancias más sencillas que ellas no en otras sustancias o elementos diferentes a ellos; un ejemplo de elementos son: el Hierro, Oro, Oxigeno, etc. Los elementos químicos se representan por medio se símbolos, los cuales presentan una o dos letras y siempre comienzan por una letra mayúscula y la segunda letra si la tienen es minúscula; en algunos casos es la letra inicial del nombre como el Carbono (C), Oxígeno (O), entre otros, acompañado por la segunda letra Cesio (Cs), Magnesio (Mg), entre otros. Los elementos se pueden clasificar en dos grandes grupos, los metales y no metales. COMPUESTOS QUÍMICOS Un compuesto químico está formado por la combinación química de dos o más elementos en proporciones definidas, por ejemplo un gramo de sal común (NaCl) siempre tendrá 0,4 g de Na y 0,6 de Cl combinados químicamente; donde todos los compuestos serán representados por medio de formulas, las cuales nos muestran los símbolos de los elementos y la proporción que existe entre ellos, señalando su composición química. Por ejemplo la fórmula del agua es H2O, lo que indica que está formada 2 moléculas de Hidrogeno (H) y una de Oxígeno (O), en una proporción 2:1. Los compuestos se pueden clasificar en dos grupos: Orgánicos e Inorgánicos.
Compuestos Orgánicos: Son aquellos cuyo componente principal es el Carbono (C), y las moléculas más representativas son los Carbohidratos o azúcares, los Lípidos o grasas, y las proteínas que componen la masa muscular.
Compuestos Inorgánicos: Son aquellos cuyo componente principal no es el carbono, y presenta gran variedad de compuestos, como el Agua (H2O), Cloruro de Sodio o sal común (NaCl), entre muchos otras.
MEZCLAS Las mezclas están representadas por las uniones físicas de las sustancias, donde la estructura física de estas no cambia, por lo cual sus propiedades químicas permanecen constantes pero sus proporciones pueden variar y es posible separarlas por medios físicos, por ejemplo la unión de agua y arena nos forma una mezcla. Según el tamaño de las partículas de la fase dispersa y la uniformidad en la distribución de estas partículas las mezclas pueden clasificarse como: Homogéneas y Heterogéneas. MEZCLAS HOMOGÉNEAS Son mezclas que se encuentran más compactas y las partículas de la fase dispersa son más pequeñas y se encuentran distribuidas uniformemente, por esta razón sus componentes no son identificados a simple vista, es decir se perciben como una sola fase, y son conocidos como soluciones o disoluciones. MEZCLAS HETEROGÉNEAS Son aquellas mezclas donde la fuerza entre las sustancias dispersante en menor y las partículas de la fase dispersa son más grandes que en las soluciones y dichas partículas no se encuentran distribuidas de manera uniforme, de esta forma sus componentes se pueden distinguir a simple vista, y se pueden clasificar en suspensiones y coloides.
Suspensiones: Son las mezclas en donde se puede apreciar con mayor claridad la separación de las fases, que generalmente están conformadas por una fase dispersa sólida e insoluble en la fase líquida, por lo cual tienen un aspecto opaco, y si se dejan en reposo las partículas de la fase dispersa se sedimentan.
Coloides: Son mezclas heterogéneas en las cuales las partículas de la fase dispersa tienen un tamaño intermedio entre las disoluciones y las suspensiones, por lo que no se sedimentan; las partículas coloidales se caracterizan porque pueden reflejar y dispersar la luz, por ejemplo la mayonesa, la clara de huevo y el agua jabonosa entre otros.
A diferencia de los compuestos, una mezcla está formada por la unión de sustancias en cantidades variables y que no se encuentran químicamente combinadas. Por lo tanto, una mezcla no tiene un conjunto de propiedades únicas, sino que cada una de las sustancias constituyentes aporta al todo con sus propiedades específicas.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS Decantación: Se emplea para separar las mezclas formadas por capas, por ejemplo, las
mezclas de agua y aceite. El procedimiento consiste en separar (decantar) una de las capas, la superior o la inferior, intentando que las demás queden en el recipiente que contiene la mezcla. Cuando se trata de una mezcla de varios líquidos inmiscibles, para separarlos, se coloca esta en un embudo de decantación, en el que los líquidos más densos quedan en el fondo. Abriendo y cerrando la llave, podemos separarlos en distintos recipientes.
Filtración: A través de materiales porosos como el papel filtro, algodón o arena se puede separar un sólido que se encuentra suspendido en un líquido. Estos materiales permiten solamente el paso del líquido reteniendo el sólido.
Extracción: Esta técnica de separación se basa en las diferentes afinidades de los componentes de las mezclas en dos solventes distintos y no solubles entre sí. Es una técnica muy útil para aislar cada sustancia de sus fuentes naturales o de una mezcla de reacción. La técnica de extracción simple es la más común y utiliza un embudo especial llamado embudo de decantación.
Cromatografía: Técnica que permite separar los componentes de una mezcla haciéndola
pasar a través de un medio adsorbente (adhesión a una superficie). Una de las más sencillas es la cromatografía en papel que emplea como medio adsorbente papel filtro y como solvente un líquido. Los distintos componentes se separan debido a que cada uno de ellos manifiesta diferentes afinidades por el papel filtro o por el disolvente.
Centrifugación: Se utiliza cuando tenemos partículas de distinto tamaño en un medio acuoso, éstas sedimentan hacia el fondo a una velocidad que depende de su peso. Este efecto podría utilizarse para separar componentes de distinto peso si no fuera porque las velocidades de sedimentación son pequeñísimas, por lo que el sistema no es útil. Así, pues lo que se hace es aumentar dichas velocidades de sedimentación haciendo girar muy rápidamente la mezcla. Esta fuerza empuja a sedimentar, a distinta velocidad, a las partículas de distinta masa de la mezcla, creándose distintos estratos con las partículas de cada clase. Este método es muy utilizado en biología y medicina.
Evaporación: es un proceso físico en el que un líquido o un sólido se convierte
gradualmente en gas, considerando que en este proceso el agua se calienta al absorber energía calórica del sol tomando en cuenta que esta, la fuente de energía del sol y que esto permite culminar la fase. La energía necesaria para que un gramo de agua se convierta en vapor es de 540 calorías a 100 ºC valor conocido cómo calor de evaporación.
FORMULAS QUÍMICAS 1. Fórmula empírica o fórmula mínima: Determina los átomos que componen a la sustancia y la relación mínima o proporción entre ellos. Por ejemplo, H2 O, por cada dos átomos de Hidrógeno hay uno de oxígeno. 2. Fórmula molecular: Indica los átomos que componen a la sustancia y la cantidad exacta de cada uno en una molécula (no puede simplificarse). Por ejemplo, para CH3 un átomo de Carbono se une a tres átomos de Hidrógeno. 3. Formula estructural: Es la fórmula más completa, nos muestra como se distribuyen y enlazan los átomos en la molécula. Ejemplo: Fórmula estructural del agua y del amoniaco.
4. Fórmula electrónica puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1915 en su artículo La molécula y el átomo.
Las principales moléculas a tener en cuenta: En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos).
En general, esta razón fija es debida a una propiedad intrínseca. Un compuesto está formado por moléculas o iones con enlaces estables y no obedece a una selección humana arbitraria. Entre algunas de las más importantes tenemos: Glucosa: C6 H12 O6 Agua: H2 O Amoniaco: NH3 Cloruro de sodio: NaCl Ácido sulfúrico: H2 SO4 Dióxido de carbono CO2 Monóxido de carbono: CO Ácido clorhídrico: HCl Hidróxido de sodio: NaOH Permanganato de potasio: KMnO4 peróxido de hidrógeno: H2 O2 REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias llamadas reactantes o reactivos, por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Aunque en ocasiones no es fácil constatar que ha sucedido una reacción química existen algunos indicios físicos como lo son la formación de un precipitado (residuo sólido en el fondo del recipiente), desprendimiento de gas, desprendimiento de energía, cambios de coloración.
TIPOS DE REACIONES Según el tipo de transformación que ocurra o la forma como se realicen las reacciones se clasifican así: A+B AB AB + C AB + CD A + O2
C C+D AC + B CB + AD AO2 + H2O
Reacción de síntesis o combinación Reacción de descomposición o análisis Reacción de desplazamiento Reacción de intercambio o doble sustitución
Reacción de combustión
Los cambios químicos se producen de manera continua en la naturaleza: en los seres vivos, en el suelo, en el aire... Y, además, existen numerosísimos cambios químicos distintos (en función de los reactivos que intervienen o de los compuestos que se forman). Para estudiar mejor las reacciones químicas resulta conveniente, por tanto, clasificarlas de alguna manera. Atendiendo a la estructura de las reacciones podemos clasificarlas en: 1. Reacción de la Energía Todas las reacciones químicas están acompañadas por un cambio de energía. Algunas reacciones sueltan energía hacia sus alrededores (generalmente como calor) y son llamadas exotérmicas. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan tan violentamente que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción exotérmica produce calor. Por otra parte, algunas reacciones necesitan absorber calor de sus alrededores para seguir adelante. Estas reacciones son llamadas endotérmicas.
2. Reacciones de acuerdo al proceso químico combinación o síntesis. En ellas se forman uno o varios compuestos a partir de elementos o compuestos preexistentes. Algunos ejemplos son: N2 + 3 H2 ⇒ 2 NH3 (Formacion de amoniaco) C + O2 ⇒ CO2 2 Mg + O2 ⇒ 2 MgO SO3 + H2O ⇒ H2SO4
Reacciones de descomposición. Al contrario que en el caso anterior, en esta ocasión tiene lugar la escisión de un compuesto en varios elementos o compuestos.
2 H2O ⇒ 2 H2 + O2 (Hidrólisis del agua) HgO ⇒ Hg + 1 2 O 2 PbO2 ⇒ Pb + O2 (NH4)2CO3 ⇒ 2 NH3 + CO2 + H2O
Reacciones de sustitución o desplazamiento. En ellas, un elemento desplaza a otro en un compuesto. Pueden ser de oxidación-reducción o precipitación según las especies químicas presentes: Zn (s) + CuSO4 (aq) ⇒ Cu (s) + ZnSO4 (aq) Na (s) + H2O (l) ⇒ NaOH (aq) + H2 (g) Br2 (l) + 2 NaI (aq) ⇒ 2 NaBr (aq) + I2 (s)
Reacciones de doble desplazamiento. Como su nombre indica, existe «un intercambio» de elementos en dos o más compuestos de la reacción: NaCl (aq) + AgNO3 (aq) ⇒ AgCl (s) + NaNO3 (aq) HCl (aq) + NaOH (aq) ⇒ NaCl (aq) + H2O (l)
3. Reacciones de acuerdo con su sentido Reacciones irreversibles Son las que se realizan en un solo sentido, que se indica con una flecha, que señala el sentido en el que se realiza la reacción. Reacción reversible Son reacciones que se realizan hacia la izquierda o derecha, hasta alcanzar un equilibrio, se indica con una flecha don doble sentido o con dos flechas cada una en un sentido contrario. 4. Reacciones de oxido-reducción Son reacciones en las que se dan transferencia de electrones de uno de los reactivos al otro. ACTIVIDAD a. Relaciona. Escribe, dentro del paréntesis, la letra que corresponde.
1. Reacción - afirmación. a. Conjunto de propiedades comunes que caracterizan a una serie de sustancias ( ). b. Proceso químico en el cual unas sustancias denominadas reactivos se trasforman en otras llamadas productos ( ). c. Reacción en donde a partir de una sustancia se obtienen dos o más sustancias diferentes a la inicial ( ). d. La masa de los reactivos debe ser igual a la de los productos de la reacción ( ). e. Representación por medio de símbolos y de fórmulas de cada una de las sustancias que intervienen en una reacción ( ). f. Reacción en donde se combinan dos o más sustancias para producir una sola sustancia ( ).
a. Grupo funcional. b. Ecuación química. c. Descomposición Química. d. Ley de la conservación de la materia. e. Reacción química. f. Síntesis.
2. Define los siguientes tipos de reacciones: a. Exotérmica. b. Endotérmica. c. Reversible. d. Irreversible. 3. Selecciona. Contesta las preguntas teniendo en cuenta la siguiente información: La ecuación H2SO4 + Zn reacción de: a. Síntesis. Desplazamiento. d. Doble sustitución.
ZnSO4 + H2
se clasifica
b. Descomposición. e. Doble desplazamiento.
c.
como
4. Es una reacción de síntesis: a. MgO + SO3 b. HIO3 + HI c. Zn + H2SO4 d. KNO3 e. NaCI + AgNO3
MgSO4 I2 + H2O ZnSO4 + H2 KNO2 + O2 AgCI + NaNO3
5. De las reacciones de la pregunta anterior, la que pertenece a la reacción de descomposición es: a. a b. b c. c d. d e. e
