Curso de Ingreso 2025 Química PDF

Instituto PT-07 1 CRUZ ROJA A R G E N T I N A FILIAL SAN RAFAEL CURSO DE INGRESO 2025  ENFERMERÍA PROFESIONAL  TÉCNICO SUPERIOR EN INSTRUMENTACIÓN QUIRÚRGICA  TÉCNICO SUPERIOR EN RADIOLOGÍA Y DIAGNÓSTICO POR IMÁGENES  TÉCNICO SUPERIOR EN LABORATORIO DE ANÁLISIS...

Instituto PT-07 1 CRUZ ROJA A R G E N T I N A FILIAL SAN RAFAEL CURSO DE INGRESO 2025  ENFERMERÍA PROFESIONAL  TÉCNICO SUPERIOR EN INSTRUMENTACIÓN QUIRÚRGICA  TÉCNICO SUPERIOR EN RADIOLOGÍA Y DIAGNÓSTICO POR IMÁGENES  TÉCNICO SUPERIOR EN LABORATORIO DE ANÁLISIS CLÍNICOS  QUÍMICA  AUTORIDADES INSTITUCIONALES PRESIDENTE CRUZ ROJA ARGENTINA FILIAL SAN RAFAEL LIC. FACUNDO PABLO ECHEVERRÍA VICE PRESIDENTE CRUZ ROJA ARGENTINA FILIAL SAN RAFAEL ABOG. EDUARDO PARODI REPRESENTANTE LEGAL INSTITUTO PT 071 CRUZ ARGENTINA FILIAL SAN RAFAEL ABOG. MARTÍN MARCIANESI RECTOR INSTITUTO PT 071 CRUZ ARGENTINA FILIAL SAN RAFAEL LIC. CRISTIAN JESÚS RODRÍGUEZ VICE RECTORA INSTITUTO PT 071 CRUZ ARGENTINA FILIAL SAN RAFAEL DRA. ANDREA CARINA GRECO SECRETARIO ACADÉMICO INSTITUTO PT 071 CRUZ ARGENTINA FILIAL SAN RAFAEL LIC. JUAN MARTÍN PELAYES 2 I n s t i t u t o P T - 0 7 1 C R U Z R O J A A R G E N T I N A FILIAL SAN RAFAEL Sub-bloque Disciplinar QUÍMICA Profesor Enrique Araya 2025 3  SUGERENCIAS PARA EL ESTUDIANTE Existe la creencia generalizada de que las ciencias exactas, y en especial la Química, son más “difíciles” que otras disciplinas. En parte esta creencia es cierta, si se considera que para comprender la Química, son necesarios algunos requisitos previos, tales como manejar un lenguaje específico, que equivale a aprender un nuevo idioma, memorizar numerosos símbolos alfabéticos y numéricos, realizar una interpretación racional de los fenómenos y luego explicarlos, manejar conceptos físicos y químicos, algunos de ellos abstractos, memorizar numerosas leyes y principios, usar correctamente las matemáticas, como ciencia auxiliar, etc. Sin embargo, con cierto grado de predisposición especial y dedicación es posible introducirse en el maravilloso mundo de la Química, que nos permite comprender la transformación de los materiales que nos provee la naturaleza y así poder actuar sobre ellos. Con la finalidad de facilitar el camino de aprendizaje de la Química, les proponemos algunas sugerencias:  Tener siempre presente que el conocimiento es un tesoro inviolable, indispensable para alcanzar la sabiduría, que es la mayor riqueza de la humanidad.  Asistir regularmente a las clases, seguir atentamente las explicaciones del profesor, y tratar de obtener apuntes propios. Preguntar inmediatamente lo que no entiende y nunca quedarse con dudas.  En la medida de lo posible repasar el mismo día los temas desarrollados en clase y utilizar este material bibliográfico y otros, como complemento de sus apuntes.  Pensar siempre con actitud crítica y ser sincero consigo mismo con el significado de una ecuación, la comprensión de un texto, etc.  Una forma de aprendizaje que permite evaluar lo aprendido es explicar el tema a un compañero de clase o a cualquier persona dispuesta a escuchar.  Resolver las actividades propuestas sirve para reafirmar los conceptos adquiridos.  El rol de un buen profesor es explicar tantas veces como sea necesario hasta que el estudiante comprenda el tema desarrollado, ya sea en clase o en horarios de consulta. Insistir cuanto sea necesario y nunca quedarse con dudas. 4 Siguiendo esta sugerencias, y a medida que el estudiante avance en la adquisición de conocimientos se encontrará con la agradable sorpresa que la Química no es “tan difícil” como parecía al principio. Que por el contrario es muy interesante, que está inserta en casi todas las actividades que desarrolla el hombre, y hasta es muy posible que termine por “gustarle”. TEMAS A DESARROLLAR EN EL CURSO DE INGRESO Durante este trayecto sólo se desarrollarán temas básicos y elementales que los introducirán en el posterior estudio de la Química y otras disciplinas íntimamente relacionadas que cursarán en sus respectivas carreras. Los temas a desarrollar son: LA QUIMICA. Alcance y objetivos. MATERIA Y ENERGIA: Manejo de Unidades Básicas PROPIEDADES físicas y químicas DE LA MATERIA ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA, Teoría Cinético Molecular FENOMENOS SISTEMAS MATERIALES. Definición. Clasificación. ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y IONES: Teoría atómica, estructura del átomo, número másico y atómico. Moléculas y iones. 5 QUIMICA Para comenzar nos haremos algunas preguntas interesantes: ¿Cuáles son los fundamentos, principios y conceptos básicos de la química? ¿Cuáles son sus objetivos? ¿Qué métodos utiliza? INTRODUCCION: El universo, según los actuales conocimientos, se haya formado por materia y energía, que unidas constituyen la base de todos los fenómenos objetivos. La materia es estudiada por la química, la energía por la física y las relaciones de la materia con la energía en sus distintas formas por la química general. (Lo sacaría) La materia, la energía y las relaciones entre ambas, son estudiadas tanto por la química como por la física. La química es una rama de las ciencias naturales que estudia la materia, sus propiedades, estructura, transformaciones y leyes que rigen dichas transformaciones. Por ejemplo: el agua puede convertirse en dos gases, hidrógeno y oxígeno. Los químicos estudian que es el agua, por qué y cómo puede convertirse en los dos gases y que son el hidrógeno y el oxígeno. El problema de la energía liberada o absorbida por estos cambios también se incluye en el campo de la química. Cuando la química investiga la realidad en procura de nuevos conocimientos se comporta como una ciencia pura. Si persigue fines utilitarios aprovechando los conocimientos para beneficio de la humanidad se convierte en ciencia aplicada. Esta ciencia está estrechamente relacionada con varias disciplinas, desde la Astronomía hasta la zoología, por lo tanto se encuentra en la mayoría de las ciencias naturales. Así la físico-química se relaciona con la física; la geoquímica con la geología y la mineralogía; la bioquímica con la biología, zoología y botánica; etc. Como resultado de su extensión y diversidad se han establecido algunas divisiones básicas, muy relacionadas entre sí en la actualidad. ¿Qué es la Química Orgánica? 6 Estudia primordialmente los compuestos del carbono, muchos de los cuales se obtienen a partir de sustancias naturales. Un aspecto que actualmente tiene importancia es la creación de compuestos sintéticos cuyas propiedades se desconocen antes de obtenerlos y que luego son caracterizados y aplicados a lograr el producto en el laboratorio por reacciones específicas, la mayoría de las veces catalizadas. ¿Qué es la Química Inorgánica? Trata de todos los elementos y sus compuestos. Los metales y no metales, formas simples y complejas. Ocurrencia, estructura, propiedades y aplicaciones. ¿Qué es la Físico-Química? Estudia el equilibrio y la termodinámica de las reacciones químicas, la energía asociada a las mismas, la estructura de las moléculas y las propiedades espectroscópicas. ¿Qué es la Química Analítica? Se ocupa del desarrollo de métodos que sirven para determinar la composición química de las sustancias y sus mezclas. El análisis puede ser cualitativo y/o cuantitativo, el primero determina cuales son los componentes presentes en una muestra y el segundo las cantidades relativas de cada uno de ellos. Hablemos ahora del aspecto metodológico… EL MÉTODO CIENTÍFICO Muchos descubrimientos tales como la radiactividad y la penicilina, que fueron accidentales, en realidad solo en parte pueden considerarse fortuitos por cuanto sus descubridores pensaban en forma "científica" y estaban conscientes de que habían observado algo nuevo y digno de estudio. En química, biología, física, etc., se aplica para su desarrollo un procedimiento llamado: Método Científico Este método es un camino idealizado o modelo para realizar investigaciones científicas. El Método Científico puede dividirse en una serie de etapas que se detallan a continuación: 1.- Experimentación y observación. 2.- Verificación de datos, regularidad, formulación de leyes e hipótesis. 3.- Formulación de teorías. 4.- Comprobación de las teorías. 7 TÉRMINOS FUNDAMENTALES EN QUÍMICA Ahora que conocemos qué estudia la química y hemos examinado brevemente sus métodos, definiremos y discutiremos algunos términos que forman parte del lenguaje común de los químicos. MATERIA La química estudia la materia, siendo este concepto el primero que debemos fijar. Diremos de manera muy general y concreta que: materia es todo aquello que tiene masa e inercia y ocupa un lugar en el espacio. Por lo tanto, todo lo que cumpla con estas condiciones será considerado material. Es materia el aire que respiramos, el agua que bebemos, el vidrio que forma un vaso, etc. Las principales características de la materia son:  Es ponderable (posee masa)  Es extensa (ocupa un lugar en el espacio)  Es impenetrable  Es indestructible  Es divisible Es conveniente aclarar los conceptos de masa e inercia. En nuestra vida diaria pensamos que la masa de un objeto y su peso son una misma cosa, usamos las palabras masa y peso indistintamente, sin embargo es incorrecto ya que por definición son diferentes. MASA Es la cantidad de materia contenida en un objeto y es invariable, definición incompleta por cuanto no especifica cómo se mide esa magnitud. La masa de un objeto se mide pesándola, y se expresa en las mismas unidades que el peso (kilogramo o gramo). No hay que confundir la masa con el tamaño (capacidad para ocupar espacio). PESO Es la fuerza con que un objeto es atraído por la tierra. Es la fuerza igual y opuesta, necesaria y suficiente para evitar que un objeto caiga cuando se lo abandona dentro del campo gravitacional de la tierra. La fuerza de atracción de la tierra aumenta a medida que nos acercamos al centro de la misma, por lo tanto, el peso aumenta ligeramente a medida que descendemos de la cima 8 de una montaña o vamos del ecuador hacia los polos. Por lo tanto el peso de un cuerpo tiene distintos valores según el lugar donde se determine, de ahí que debe hablarse de peso local. La fuerza y la masa se relacionan por el principio de masa que se puede expresar: Donde masa es la relación entre la fuerza aplicada a un objeto y la aceleración que este adquiere. Siendo en consecuencia un valor constante. N= Kg. m » Kg = N S2 m/s2 Cuerpos Masa Peso Unidad de Masa Unidad de Peso (F) Kilogramo (Kg.) Newton (N) POR QUÉ? m= cantidad de materia P= mx g Aceleración de la gravedad= 9,8 m/s2 CUERPO Y SUSTANCIA 9 La definición de materia como algo que ocupa un lugar en el espacio es muy amplia. Para permitir un estudio detallado es necesaria una subdivisión de los objetos que ocupan un lugar en el espacio; así surgen los conceptos de cuerpo y sustancia. Cuando se estudia la materia es conveniente usar una porción o muestra de la misma, o lo que es lo mismo un cuerpo. Es decir que un cuerpo es una porción limitada de materia. Todo cuerpo tiene límites reales y peso: son cuerpos un lápiz, un litro de agua, un balón de aire, un corpúsculo de polvo, etc. Si tenemos varios cuerpos de igual forma y tamaño, por ejemplo cubos de: azúcar, vidrio, plástico, etc., estamos en presencia de porciones limitadas de materia. Pero además son clases de materia que se diferencian entre sí, estamos en presencia de varias sustancias. Definimos entonces sustancia como la calidad de materia que constituye un cuerpo Una sustancia determinada presenta siempre las mismas propiedades físicas y químicas bajo idénticas condiciones de observación. El azúcar común es sacarosa en casi su totalidad y bajo las mismas condiciones de observación presenta siempre las mismas propiedades. Este es un ejemplo de clase especial de materia o sustancia. Son sustancias el agua, el hierro, etc. PROPIEDADES DE LA MATERIA Se entiende por propiedad de la materia, aquellas cualidades de la misma que pueden ser apreciadas por los sentidos Por ejemplo: observando un trozo de hierro vemos su color, su resistencia al rayado, podemos pesarlo, determinar su volumen, comprobar cómo se comporta frente a un ácido, etc. Evidentemente son muchas las descripciones de este tipo que podemos acumular acerca de una determinada sustancia y cuanto mayor sea el número de propiedades conocidas, tanto más será lo que sabremos en general de dicha sustancia para poder identificarla o caracterizarla. Las propiedades pueden clasificarse en: a) Propiedades Físicas y Químicas: a1.Propiedades Físicas: son las que se manifiestan como respuestas a estímulos que no cambian la composición de la sustancia. Estas propiedades se estudian sin relacionar la sustancia con otras sustancias químicas específicas. 10 Entre las propiedades físicas se incluyen: masa, densidad, estado de agregación, forma cristalina, punto de fusión, etc. a2.Propiedades Químicas: son las que se manifiestan como respuestas a estímulos que cambian la composición de la sustancia. Estas propiedades se estudian observando el comportamiento de la sustancia, cuando se la coloca en contacto con otras bajo diversas condiciones o por acción de energía externa. Se asocian a las reacciones químicas. Por ejemplo: una lista de propiedades químicas del agua incluye la descripción del comportamiento de ésta cuando se la coloca en contacto con hierro, sodio, y tantos otros materiales como sea posible observar; así también la acción de la electricidad sobre ella (electrólisis): Fácilmente se comprende que cuando se determina la masa o la densidad de un trozo de hierro (propiedades físicas), antes y después de las determinaciones el material es hierro. En cambio, si el trozo de hierro se introduce en un ácido mineral (ácido clorhídrico por ejemplo) se pondrá de manifiesto una propiedad química del metal, ya que luego de la interacción los materiales que aparecen no son hierro ni ácido clorhídrico. La composición de ambos materiales iniciales se ha visto alterada. Hay que insistir que ninguna propiedad sencilla sirve por sí sola para reconocer una clase de materia (sustancia); para ello es necesaria la relación de varias propiedades, entre ellas las químicas. b) Propiedades Extensivas e Intensivas b1.Propiedades Extensivas o Generales: son aquellas que dependen de la cantidad de materia. Estas propiedades las poseen todas las sustancias de manera general; por ejemplo peso, masa y volumen. Si un recipiente contiene 1 litro de agua y otros 10 litros de agua, es posible comprobar que la cantidad de agua en el segundo recipiente tiene mayor peso y volumen. V = f (m) P = f (m) 11 Volumen y peso son funciones de la masa. b2.Propiedades Intensivas o Específicas: son aquellas que no dependen de la cantidad de materia considerada. Son ejemplos de propiedades intensivas: - densidad y peso específico - puntos o temperaturas de ebullición y fusión - coeficiente de dilatación lineal, superficial y cúbica - conductividad térmica y eléctrica - índice de refracción - forma cristalina, etc. Casi todas estas propiedades son expresables cuantitativamente y se miden con exactitud en el laboratorio, quedando definidas por una magnitud que se conoce como constante física (con las cuales se confeccionan tablas); éstas, en determinadas condiciones, caracterizan a una sustancia. La densidad, comúnmente utilizada en el estudio de la química, es la masa de una sustancia por unidad de volumen. Esta relación no depende de la cantidad de materia. Si tomamos dos trozos de aluminio de distinto tamaño a 20°C, tendrán distinta masa y volumen, pero la relación entre la masa y el volumen, densidad (ð), será 2,698 g/cm3 independientemente de la cantidad de materia de ambos trozos de aluminio. Esta es una propiedad intensiva, quedando determinada por el número 2,698. Lo mismo sucede con el punto de ebullición, punto de fusión, peso específico, etc. Las propiedades intensivas son condicionadas porque sus valores dependen de las condiciones externas, las que deben ser explícitamente indicadas. La densidad del aluminio es 2,698 g/cm3 a 20°C, mediciones a mayor temperatura arrojan un resultado algo menor por cuanto el volumen aumenta. La masa no se modifica por no ser afectada por cambios de temperatura o presión. La densidad del aire determinada a 0°C y 1 atmósfera de presión es 0,0001293 g/cm3 y varía enormemente con pequeñas variaciones de la temperatura, la presión o ambas condiciones a la vez. Por lo dicho anteriormente, no es correcto decir que el agua hierve a 100°C, por cuanto debe señalarse las condiciones externas correspondientes; el agua hierve a 100°C cuando la presión exterior es de 1 atmósfera. Los condicionamientos son interpretables matemáticamente en función de las variables que intervienen. Punto de ebullición del agua: P.E. = f (P) 12 Las propiedades intensivas son independientes de la masa, pero dependientes de las condiciones externas. Así un kilogramo ó un gramo de agua tienen -en las mismas condiciones- idéntica densidad y ambas masas entran en ebullición a 100°C cuando la presión es de una atmósfera. Es evidente que las propiedades extensivas (b1) no definen inequívocamente a una sustancia. Las propiedades intensivas (b2) permiten identificar una sustancia, por ejemplo una densidad de 2,698 g/cm3 a 20°C con un punto de fusión de 660,37°C y un punto de ebullición de 2467°C corresponden únicamente a la sustancia aluminio. ENERGÍA El universo está construido por la materia, pero es necesario además considerar la existencia de la energía, la cual se define como la capacidad para realizar trabajo. Por trabajo se entiende toda producción de un cambio en el estado de un sistema, venciendo la resistencia que se opone a dicho cambio. Por ejemplo, cuando elevamos un objeto desde su posición a nivel del suelo hasta cierta altura, se realiza un trabajo, ya que se cambia la posición del cuerpo y para ello debe vencerse la resistencia representada por la fuerza de gravedad. El trabajo realizado queda entonces almacenado en el objeto bajo la forma de energía potencial, que se hará evidente en forma de energía cinética (movimiento) si se deja caer el cuerpo a su nivel original. La energía potencial es, pues, la energía almacenada en un cuerpo y depende de su posición o relación con respecto a otros, y matemáticamente se la puede calcular a través de: Ep = P. h Donde P es peso y h altura. Como P = m.g , entonces la energía potencial es también: Ep = m.g.h La energía cinética es la energía propia de un cuerpo en movimiento, y matemáticamente se la puede calcular a través de: Ec = m.v2/2 donde m es la masa y v la velocidad con que se mueve. La unidad de energía en el sistema M.K.S es el Joule, que es el trabajo realizado por una fuerza de un Newton aplicada a lo largo de un metro. 13 La unidad de energía en el sistema c.g.s es el ergio, que es el trabajo realizado por una fuerza de una dyna aplicada a lo largo de un centímetro. Una dina es la fuerza que actuando durante un segundo sobre una masa de un gramo produce en ella un movimiento de una velocidad de 1 cm. por seg. El ergio es muy pequeño, razón por la cual en la práctica se utiliza el joule o julio (107 ergios). La energía puede presentarse bajo diferentes modalidades, ya sea como energía mecánica, química, térmica, lumínica, eléctrica, etc. en ciertas condiciones, una forma de energía puede ser convertida en otra. Los cambios químicos (cambios en la composición de la materia) casi siempre se acompañan de cambios de energía (almacenamiento o liberación de energía). Toda sustancia posee energía, que se denomina energía química y depende de su constitución. Por ejemplo, si la sustancia oxígeno reacciona con la sustancia hidrógeno para formar la sustancia agua, se produce liberación de energía en forma de calor. Estas reacciones que transcurren con liberación de energía calórica se denominan reacciones exotérmicas e indica que la o las sustancias reaccionantes poseen mayor energía química potencial que el o los productos de la reacción. Esta diferencia energética se exterioriza durante la reacción por la liberación de calor. Hay otras reacciones en las cuales la sustancia formada posee más energía química potencial que la o las sustancias iniciales, por cuya razón es necesario suministrar energía para que el cambio químico se produzca (reacción endotérmica). Durante muchos años se consideró que materia y energía eran dos entidades diferentes. La materia se caracterizaba por poseer masa, la energía, no. A principios de este siglo, Einstein propuso que materia y energía son sólo manifestaciones distintas de una misma realidad y formuló la relación existente entre la masa (m) y la energía (E) en su famosa ecuación: E = m. c2 Donde c es la velocidad de la luz, cuyo valor es 2,9979 x 1010 c/seg. (Prácticamente 300.000 km./seg.) La ecuación de Einstein indica que es muy grande la cantidad de energía que puede obtenerse por conversión de una pequeña cantidad de materia. La confirmación experimentada de ello fue obtenida casi cuatro décadas después, en ocasión de las primeras experiencias de Enrico Fermi sobre reacciones nucleares. ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA 14 Los estados físicos o de agregación de las sustancias, conocidos hasta hoy, son: sólido, líquido, gaseoso, plasma y cubo de hielo cuántico. Los estados de la materia que se encuentran en la naturaleza son sólidos, líquidos y gaseosos, y en laboratorios de cierta complejidad se generaron dos nuevos estados: el plasma y el cubo de hielo cuántico. Cada uno de estos estados surge de la acción e intensidad de dos fuerzas intermoleculares: las de atracción o cohesión (llamadas también fuerzas de Van der Waals que tienden a unir las moléculas ocupando el menor espacio posible) y las de repulsión (que tienden a separar las moléculas, de tal forma que ocupen el mayor espacio posible). Estas fuerzas actúan en sentidos opuestos y simultáneamente sobre las moléculas, en continuo movimiento, de un cuerpo. En la naturaleza a la materia la encontramos en los siguientes estados: Estado Sólido: Poseen forma y volumen propio. Predominan las fuerzas de atracción entre sus moléculas. No se pueden comprimir. Son rígidos y no fluyen. Se caracterizan por tener un agrupamiento ordenando de partículas que no se mueven de sus posiciones fijas, vibran alrededor de ellas. Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos. Los cristalinos como el hielo, por ejemplo, poseen un ordenamiento estricto y de gran alcance, es decir sus átomos, iones o moléculas ocupan posiciones específicas, en este caso las fuerzas de atracción son máximas. En los amorfos como el vidrio, por ejemplo, carecen de ordenamiento bien definido y de un orden molecular de largo alcance. Estado Líquido: Fluyen con facilidad (la capacidad de fluir está en relación inversa a la viscosidad del líquido). Según las características del líquido se encuentran líquidos “movibles” como el 15 agua y “viscosos” como el aceite Poseen volumen propio y adquieren la forma del recipiente que los contiene. Están igualadas en sus moléculas las fuerzas de atracción y repulsión molecular. No se pueden comprimir. Las propiedades del estado líquido son diversas y varían en forma notable en los distintos líquidos. Las variaciones dependen de la naturaleza y las fuerzas de atracción entre las partículas que los constituyen. Las fuerzas de atracción de las moléculas del líquido que tienden a mantenerlas unidas dentro de un recipiente, adoptando la forma de éste, se denominan fuerzas cohesivas. Las fuerzas que existen entre las moléculas del líquido y las del recipiente se llaman fuerzas adhesivas que determinan la forma del menisco. En este estado existe cierta tendencia a la ordenación de las moléculas, que es contrarrestada por el movimiento caótico de sus moléculas. Estado Gaseoso: Los gases fluyen con facilidad. No poseen forma propia (adoptan la forma del recipiente que los contiene) ni volumen propio (tienden a ocupar el volumen disponible) porque las fuerzas de repulsión entre sus moléculas predominan sobre las de atracción o cohesión. Son compresibles. Todos los gases que no reaccionan entre sí se mezclan en todas proporciones formando sistemas homogéneos o inhomogénenos. Sus moléculas están muy separadas y se mueven al zar. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. El comportamiento físico de un gas es independiente de su composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y el número de moles de la sustancia. Debido a los avances de la ciencia, hoy en día, y en laboratorios específicos se pueden obtener otros dos nuevos estados de la materia Plasma: Gas que se obtiene calentando una sustancia en estado gaseoso hasta una temperatura tan elevada que sus átomos se convierten en iones, siendo la concentración 16 de partículas negativas y positivas casi idénticas, motivo por el cual es prácticamente neutro y buen conductor de la corriente eléctrica. Cubo de hielo Cuántico o Condensado de Bose-Einstein: gas que se ha enfriado a una temperatura próxima al 0K originando átomos ultracongelados que pierden energía y movilidad, uniéndose en un superátomo que constituye este quinto estado de la materia, actualmente en experimentación. CAMBIOS DE ESTADO Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias pasan de un estado de agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las partículas. La modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas fuerzas de cohesión pudiendo provocar un cambio de estado. El paso de un estado de agregación más ordenado a otro más desordenado (donde las partículas se mueven con más libertad entre sí) se denomina cambio de estado progresivo. Cambios de estado progresivos son:  El paso de sólido a líquido que se llama fusión. Ejemplo el hielo a agua líquida se funde.  El paso de líquido a gas que se llama vaporización. Ejemplo el agua líquida pasa a vapor de agua: evaporándose lentamente (secándose un recipiente o una superficie con agua) o al entrar en ebullición el líquido (hierve).  El paso de sólido a gas que se llama volatilización. Ejemplo el azufre o el yodo sólidos al calentarlos pasan directamente a gas. El paso de un estado de agregación más desordenado a otro más ordenado se denomina cambio de estado regresivo. Cambios de estado regresivos son:  El paso de vapor a líquido que se llama condensación. Ejemplo en los días fríos de invierno el vapor de agua de la atmósfera se condensa en los cristales de la ventana que se encuentran fríos o en el espejo del cuarto de baño. Condensan los vapores, como el vapor de agua, o el de cloroformo. Los vapores condensan por enfriamiento o por compresión. En cambio los gases, para pasar al estado líquido, primero deben ser enfriados hasta cierta temperatura, llamada temperatura crítica, y luego deben ser comprimidos. La temperatura crítica es por tanto la temperatura por encima de la cual es imposible licuar un gas. Cada gas tiene una temperatura crítica determinada. Vapor y Gas: Se entiende por vapor de una sustancia al gas que se obtiene de un líquido (por 17  evaporación) o de un sólido (por volatilización), estando o no en contacto con ellos. Se entiende por gas al estado de agregación de una sustancia en esas condiciones de presión y temperatura. Ej hablamos del gas oxígeno y del vapor de agua  El paso de líquido a sólido que se llama solidificación. Ejemplo el agua de una cubitera dentro del congelador se solidifica formando cubitos de hielo.  El paso de gas a sólido que se denomina sublimación. Diferencias entre evaporación y ebullición El cambio de estado de líquido a gas se denomina vaporización. La vaporización puede tener lugar de dos formas: 1) A cualquier temperatura, el líquido pasa lentamente a estado gaseoso, el proceso se denomina evaporación. El paso es lento porque son las partículas que se encuentran en la superficie del líquido en contacto con la atmósfera las que se van escapando de la atracción de las demás partículas cuando adquieren suficiente energía para liberarse. Partículas del líquido que se encuentran en el interior no podrán recorrer demasiado antes de ser capturadas de nuevo por las partículas que la rodean. 2) A una determinada temperatura determinada se produce el paso de líquido a gas en todo el volumen del líquido el proceso se denomina ebullición. Cualquier partícula del interior o de la superficie adquiere suficiente energía para escapar de sus vecinas, la energía se la proporciona la fuente calorífica que le ha llevado a dicha temperatura. Por tanto, el cambio de estado denominado vaporización se puede producir de alguna de estas formas: 1) Por evaporación que tiene lugar en la superficie del líquido, es lenta y a cualquier temperatura, aunque aumenta la evaporación con la temperatura. Un ejemplo lo tenemos con el agua que se extiende por el suelo o la ropa mojada tendida, el proceso de secado es una evaporación del agua líquida. El agua contenida en un vaso también termina por desaparecer (se evapora), aunque la evaporación será mayor si aumentamos la superficie de contacto entre el agua y la atmósfera (por ejemplo echando el contenido del vaso en un plato). 2) Por ebullición que tiene lugar a una determinada temperatura (temperatura de ebullición), es tumultuosa y tiene lugar en cualquier parte del líquido (superficie o interior). El ejemplo lo tenemos en el agua, a medida que la calentamos la evaporación aumenta y llega un momento en el que salen burbujas de vapor de agua de cualquier parte del líquido y de forma tumultuosa (desordenadamente). Temperatura del cambio de estado 18 Mientras tiene lugar un cambio de estado, la temperatura no varía se mantiene constante hasta que el cambio de estado se complete. El cambio de estado de sólido a líquido (fusión) tiene lugar a la temperatura de fusión que coincide con la temperatura de solidificación (cambio de estado de líquido a sólido, solidificación). El cambio de estado de líquido a gas que ocurre de forma tumultuosa tiene lugar a la temperatura de ebullición y coincide con la temperatura de condensación (gas a líquido). Mientras dure el cambio de estado, la energía implicada (calentando o enfriando) se utiliza en cambiar el estado de agregación de las partículas, manteniéndose constante la temperatura (la energía cinética media de las partículas no varía). Esquema de los cambios de estado de agregación de la materia FENÓMENOS La materia y la energía del universo, lejos de permanecer estáticas, se modifican constantemente. 19 Todo cambio que en sus propiedades o en sus relaciones presenta la materia se denomina fenómeno. Los fenómenos pueden ser físicos o químicos Fenómeno físico: modifica algunas de las propiedades de la materia, pero no su composición química, es decir que las sustancias no se transforman en otras. El fenómeno se puede repetir con la misma materia inicial y no es permanente. Fenómeno químico: provocan una modificación en la composición química de las sustancias, dando lugar a la formación de otras sustancias. Este fenómeno no se puede repetir con la misma materia inicial, y el cambio que sufre la materia es permanente. Los cambios químicos se llaman también reacciones químicas. En las reacciones químicas no sólo se produce una transformación de la materia sino también de la energía. SISTEMAS MATERIALES Se llama sistema material a una porción limitada de la realidad circundante -universo- que se separa, real o imaginariamente, para su estudio. Pueden ser ejemplos de sistemas materiales: para un físico nuclear dos protones que interactúan; para un astrónomo la vía láctea; para un químico una reacción que se realiza en un erlenmeyer; etc.. Aun cuando el sistema ha sido separado del universo (ambiente) que lo rodea, queda circundado por un medio. Cuando se estudia un sistema material dicho medio debe ser considerado. Por ejemplo: si se coloca un recipiente que contiene un gas en un baño con agua a temperatura constante (un termostato), el gas es el sistema que se está estudiando y el termostato el medio; los límites del sistema son las paredes del recipiente que contiene el gas. En función del pasaje de masa y energía entre el sistema y el medio, estos pueden clasificarse en: abierto, cerrado y aislado. 20 Sistema Abierto: hay transferencia de masa y energía entre el sistema y el medio o viceversa. En este sistema, la masa de agua recibe calor -energía térmica- procedente de su medio, simultáneamente parte de la masa de agua convertida en vapor pasa al medio. Sistema Cerrado: solamente hay intercambio de energía entre el sistema y el medio o viceversa. El agua que se calienta dentro de un erlenmeyer tapado constituye un sistema cerrado. Hay transferencia de calor como en el caso anterior, pero como el vapor del agua no puede escapar, no hay transferencia de masa. Sistema Aislado: no hay pasaje de masa ni de energía del sistema al medio o viceversa. 21 Un termo tapado, cuya doble pared de vidrio no es atravesada por la masa de agua ni por el calor, constituye un sistema aislado. SISTEMAS HOMOGÉNEOS, HETEROGÉNEOS E INHOMOGÉNEOS La clasificación de los sistemas materiales en abiertos, cerrados y aislados, obedece a hechos observables en la superficie de contacto entre el sistema y el medio. Si se atiende a las propiedades en el interior de cada sistema, lo sistemas materiales se clasifican en:  sistemas homogéneos  sistemas heterogéneos  sistemas inhomogéneos SISTEMAS HOMOGÉNEOS Si observamos las propiedades intensivas de una muestra de agua pura contenida en un recipiente (PF., PE., densidad, etc.), veremos que ellas permanecen constantes para cualquier porción de agua que se considere. El agua es el único componente del sistema. Si ahora consideramos un sistema formado por el agua a la que le hemos agregado una pequeña cantidad de azúcar -sistema formado por dos componentes: agua y azúcar-, podemos observar y comprobar que las propiedades intensivas en este caso son iguales en todos los puntos de su masa. Decimos entonces que, el sistema de un componente -agua pura- y el sistema de dos componentes -agua y azúcar- constituyen sistemas homogéneos. Definimos sistema homogéneo: a aquel que presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar continuidad cuando se lo observa a simple vista, al microscopio y aún al ultramicroscopio. No es posible, en el ejemplo anterior, observar y distinguir el agua del azúcar. Hay infinidad de sistemas homogéneos, entre otros: agua potable, aire (varios componentes); alcohol , agua (un componente), etc. Los sistemas homogéneos se clasifica en:  Sustancias Puras: No pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos (son sistemas homogéneos no fraccionables) Ejemplos: Hielo, hierro, sodio, cloro, 22  mercurio, agua. Pueden ser: Sustancias puras simples: están formadas por átomos y por lo tanto no pueden descomponerse. Ejemplos: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), sodio (Na), cloro (Cl2). Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos y pueden descomponerse. Ejemplos: agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl), alcohol.  Soluciones: Pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos obtenidos en dos o más sustancias puras. Ejemplos: el fraccionamiento del agua salada origina agua dulce y sal (cloruro de sodio). SISTEMAS HETEROGÉNEOS Si analizamos un sistema formado por agua y aceite (dos componentes), comprobamos que no posee homogeneidad, ya que a simple vista se distinguen la zona ocupada por el aceite y la zona ocupada por el agua. También podemos comprobar que ciertas propiedades intensivas (densidad por ejemplo) no se mantienen constantes cuando pasamos de un punto ocupado por el aceite a otro punto ocupado por el agua. Lo mismo sucede en el sistema formado por agua líquida, hielo y vapor de agua -un componente-. Los sistemas anteriores son heterogéneos y los podemos definir como: aquellos sistemas que presentan distintas propiedades intensivas en por lo menos dos de sus puntos. Otros ejemplos de sistemas heterogéneos son: agua y arena, agua y limaduras de hierro, pólvora (clorato de potasio, carbono y azufre), etc. Homogeneidad y Heterogeneidad: son conceptos relativos que dependen de las condiciones experimentales. Sangre humana y leche son sistemas homogéneos a simple vista, pero observados con un microscopio revelan heterogeneidad; en la sangre se observan glóbulos rojos diferenciados del suero y en la leche gotitas de grasa. En consecuencia todo depende de cómo se ha practicado la determinación y que instrumento se ha empleado. Dado que son numerosos los instrumentos utilizados: lupa, microscopio óptico común, microscopio electrónico, equipo de rayos X, etc., se ha convenido lo siguiente: los sistemas homogéneos y heterogéneos serán establecidos mediante el microscopio óptico habitual en laboratorios químicos y biológicos, con este aparato se visualizan hasta 10-4 cm (0,0001 cm). SISTEMAS INHOMOGÉNEOS No presentan superficie de discontinuidad, pero sus propiedades varían en forma gradual y continua. Ejemplo: la atmósfera terrestre. 23 En la naturaleza lo más frecuente es encontrar sistemas de varios componentes (algunos como sistemas homogéneos y otros heterogéneos). Para analizar (esto lo hace la Química Analítica) un componente del sistema, es necesario separarlo y purificarlo para luego identificarlo. MEZCLAS En contraste con aquella clase de materia que tiene siempre las mismas propiedades bajo las mismas condiciones de observación, hay otras que tienen propiedades variables. Por ejemplo la leche: contiene agua, grasas, proteínas, hidratos de carbono y otras sustancias; sus propiedades varían de acuerdo a la cantidad relativa de sus componentes. En el sistema azufre y limaduras de hierro, el color varía según la cantidad relativa de estos componentes. Esta clase de sistemas que tienen propiedades físicas variables se denominan mezclas y las sustancias que las forman componentes. Por lo tanto podemos definir mezcla como un sistema formado por dos o más componentes donde los mismos conservan sus propiedades características mientras que las propiedades del sistema son variables y dependen de la relación de cantidades de los componentes. Cuando una mezcla es homogénea y no se pueden distinguir sus componentes se llama solución. SISTEMAS MATERIALES Abiertos Cerrados Aislados 24 Propiedades Extensivas Propiedades Intensivas SI dependen NO dependen MASA Volumen Densidad Masa Punto de Fusión Peso Punto de Ebullición 25 Analicemos otros casos… ¿QUÉ SON LOS SISTEMAS DISPERSOS, LAS SOLUCIONES Y EL ESTADO COLOIDAL? Algunas Generalidades… Cuando una sustancia finamente dividida está distribuida como partículas indivisibles en el seno de otra, forma lo que se llama una dispersión. Si colocamos por separado trozos de diferentes sustancias sólidas en contacto con una cantidad relativamente grande de agua, se observa que algunas permanecen prácticamente intactas, mientras que otras desaparecen. En el primer caso hablamos de sustancias insolubles en agua y en el segundo de sustancias solubles en agua. Esto se puede visualizar con el siguiente ejemplo: si tenemos en principio un sistema heterogéneo formado por agua y una pequeña cantidad de sustancia sólida - CuSO4 - de color azul celeste, se observa que poco a poco la sustancia sólida desaparece, el color se va difundiendo en todo el líquido hasta hacerse uniforme. Nuestro sistema se hizo homogéneo sin intervención de fuerzas externas. Este fenómeno se llama difusión y permite lograr una dispersión. También podemos definir una dispersión como la difusión de una sustancia en el seno de otra. En las dispersiones aparecen dos componentes perfectamente diferenciados: fase dispersa y fase dispersante. La primera son las partículas de una sustancia que por la fuerza de difusión se introducen en el seno de la otra (fase dispersante). El tamaño de las partículas de la fase dispersa puede variar desde el nivel molecular hasta conglomerados visibles a simple vista. Las propiedades de las dispersiones varían de acuerdo al tamaño de las partículas. Desde este punto de vista las dispersiones se pueden clasificar en: Soluciones Verdaderas Son sistemas homogéneos formados por 2 o más componentes, donde la cantidad del o los componentes dispersos puede variar entre ciertos límites en forma continua. 26 Poseen las siguientes propiedades: ausencia de sedimentación o separación y homogeneidad. La fase dispersa toma el nombre de soluto y sus partículas no pueden observarse a simple vista, al microscopio ni al ultramicroscopio. El soluto no puede separarse por filtración, solamente por destilación o cristalización. En la fase dispersa puede haber más de un soluto. La fase dispersante se llama disolvente o solvente. Dispersiones Coloidales (o simplemente coloides) Las partículas de la fase dispersa son muy pequeñas, no son retenidas por los filtros corrientes, no sedimentan aún al cabo de un prolongado reposo y resultan invisibles al microscopio, pero se ven al ultramicroscopio. Las dispersiones coloidales son transparentes como las soluciones verdaderas, pero a diferencia de ellas no son ópticamente vacías. Si se hace incidir un rayo de luz sobre una dispersión coloidal, éste es reflejado y refractado por las partículas coloidales, lo que permite observar la trayectoria del haz de luz. Este fenómeno se denomina efecto Tyndall. Son ejemplos de dispersiones coloidales la gelatina, cloruro férrico en agua, etc. Dispersiones finas Suspensiones y emulsiones Debido a su mayor tamaño, las partículas de la fase dispersa se hallan simplemente en suspensión en el líquido (fase dispersante) y acaban por sedimentar luego de cierto reposo. Por ejemplo: arena agitada con agua; harina en agua (sedimenta más lentamente). Por filtración las partículas dispersas se separan fácilmente y generalmente son visibles a simple vista. Cuando las dispersiones finas se hallan formadas por dos líquidos toman el nombre de emulsiones, por ejemplo aceite y agua: agitando adquiere aspecto blanquecino lechoso porque las partículas líquidas de la fase dispersa reflejan la luz. 27 Si a las emulsiones se las deja en reposo un tiempo prolongado, se separan los componentes de acuerdo a sus densidades. Las propiedades de las dispersiones dependen del tamaño de las partículas de la fase dispersa. Hemos analizado aspectos de la química que corresponden al nivel macromolecular, pero ahora nos preguntaremos sobre el nivel micro. 28  ¿Cuáles y cómo son los entes que componen las sustancias y los sistemas? Para intentar responder estas cuestiones hablaremos de ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y IONES: A partir de tus conocimientos previos: A partir del siguiente mapa conceptual, construye un texto que ligue cada concepto lógicamente. 1) Agrega conectores a cada flecha del mapa (entendiendo por conectores palabras que interrelacionen ideas) Los conceptos fundamentales para comprender la composición de la materia son las nociones de átomo y molécula. 29  La Teoría Atómica de John Dalton n el siglo V a.C. el filósofo griego Demócrito expresó su creencia de que toda la materia Eestaba formada por partículas indivisibles, muy pequeñas, a las que él llamó átomos (que significa inseparable o indivisible). Si bien la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos filósofos de su tiempo (notablemente Aristóteles y Platón), ésta persistió a través de los siglos. La evidencia experimental obtenida e las primeras investigaciones científicas apoyaron la noción del “atomismo”, y gradualmente dio origen a las definiciones modernas de elementos y compuestos. Sin embargo, no fue hasta 1808 cuando el científico y profesor inglés John Dalton formuló una definición precisa de los indivisibles componentes estructurales de la materia llamados átomos. La teoría Atómica de Dalton marca el principio de la era moderna de la Química. Las hipótesis acerca de la naturaleza de la materia en las que Dalton basó su teoría se pueden resumir como sigue:  Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos de todos los demás elementos.  Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos es un entero o una fracción simple.  Una reacción química implica solo una separación, combinación o redisposición de átomos, éstos no se crean ni se destruyen. Observa la siguiente representación: ¿Cómo están formados los átomos? Una serie de investigaciones iniciadas en la década de 1850 y que se extendió hasta el siglo XX demostraron claramente que los átomos en realidad poseen estructura interna, es 30 decir están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. El electrón es un tipo de partícula elemental de carga negativa que forma parte de la familia de los leptones y que, junto con los protones y los neutrones, forma los átomos y las moléculas. Los electrones están presentes en todos los átomos, girando alrededor del núcleo, sobre órbitas y cuando son arrancados de él se llaman electrones libres. Intervienen en una gran variedad de fenómenos físicos y químicos. Se dice que un objeto está cargado eléctricamente si sus átomos tienen un exceso de electrones (posee carga negativa) o un déficit de los mismos (posee carga positiva). El flujo de una corriente eléctrica en un conductor es causado por el movimiento de los electrones libres del conductor. Simbología: e- El protón es una partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones. Simbología: p+ y no ESTRUCTURA ATÓMICA Hasta fines del siglo XIX, el átomo era considerado como una minúscula esfera indivisible, distinto uno de otro y de cuya unión resultaban las moléculas. Sin embargo estas creencias sólo podían explicar ciertas características generales de la materia. La existencia de ciertos fenómenos físicos y químicos impuso la necesidad de considerar al átomo como un sistema complejo. El átomo es un conjunto fundamentalmente físico y su estudio ha sido realizado por físicos y químicos. El átomo fue resuelto en más de treinta partículas subatómicas elementales, de las cuales las más importantes para nuestros fines son tres: protones, electrones y neutrones. Los electrones son iguales entre sí; los protones son iguales entre sí y los neutrones son iguales entre sí. Los protones son materiales y poseen carga eléctrica positiva. Los electrones son materiales y su carga es negativa; la carga del electrón es la unidad de carga eléctrica, siendo la carga más pequeña que se conoce y es igual en valor absoluto a la carga del protón. Como su nombre lo indica, los neutrones no tienen carga eléctrica y son materiales. 31 El átomo es un ente eléctricamente neutro; es lógico suponer que para que se mantenga dicha neutralidad, el número de protones debe ser igual al número de electrones. El número que indica la cantidad de protones (y por consiguiente el número de electrones) fué definido por Henry G.J. Moseley en el año 1913 como Número atómico. La masa del protón es muy similar a la del neutrón (una unidad de masa atómica - u.m.a.) y la masa del electrón es 1840 veces menor que la del protón, razón por la cual se considera a la masa del electrón comparativamente despreciable. MODELO ATÓMICO Como consecuencia de varias experiencias, Rutherford dedujo que el átomo está constituido en su mayor parte por espacios vacíos y elaboró un modelo atómico formado por una partícula central, a la que denominó núcleo, y una nube electrónica. Núcleo atómico Es el centro del átomo, posee carga positiva y en él se encuentra concentrada casi toda la masa del mismo. En el núcleo se alojan todos los protones y neutrones que posee el átomo. El tamaño del núcleo es sumamente pequeño en relación al tamaño del átomo. diámetro del átomo = 10-8 cm = 0,00000001 cm diámetro del núcleo = 10-12 cm = 0,000000000001 cm El diámetro del átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que el diámetro del núcleo. Nube electrónica Es la zona del espacio que rodea al núcleo donde se encuentran los electrones, en un número necesario para compensar la carga nuclear, dando así un conjunto eléctricamente neutro; los electrones giran alrededor del núcleo, alejados del mismo. 32 El núcleo es el responsable de las propiedades físicas y la nube electrónica(específicamente los electrones externos, llamados electrones de valencia) de las propiedades químicas del átomo. 33 Este modelo es el propuesto por Rutherford incluyendo las posteriores modificaciones propuestas por Bohr y continuadores. No es el que perdura actualmente, pero debido a su simplicidad lo presentamos con fines didácticos. Numero másico Recordemos que el número atómico indica el número de protones presentes en el núcleo de un átomo y se representa con la letra Z. Definiremos a continuación Número másico: es un número entero igual a lasuma del número de protones más el número de neutrones presentes en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra A, su valor es aproximadamente igual al peso atómico. El número de neutrones se representa con la letra N. La relación entre A, Z y N es por lo tanto: A=Z+N o también: N = A - Z Ejemplo: Determinar la estructura atómica de un isótopo del elemento cloro, sabiendo que: A = 35; Z = 17 Z = 17 significa que el átomo posee 17 protones en su núcleo. Además, siendo eléctricamente neutro, significa que posee 17 electrones en su nube. Para el núcleo: La estructura del átomo de cloro se indica en la figura: Los números A y Z se escriben generalmente como supraíndice y subíndicerespectivamente, del símbolo que representa al elemento. 34  Por ejemplo para el cloro: Isótopos Los isótopos son átomos de un mismo elemento (una misma Z) que tienen diferente número másico (A). Es decir, átomos que tienen el mismo número de protones (Z) pero diferente número de neutrones (A=p + n cambia). Ejemplo de isótopos. Tengamos el átomo y el átomo. Ambos son del mismo elemento (Boro) dado que los dos tienen de número atómico 5 (número de protones del núcleo), se diferencian en el número másico. Uno de ellos tiene 11 de número másico y el otro 10. Ambos átomos del mismo elemento que se diferencian en el número másico se denominan isótopos de dicho elemento. Como el número másico es la suma de protones y neutrones, tendremos: : A = p + n ; 11 = 5 + n ; n = 11 - 5 = 6 neutrones : A = p + n ; 10 = 5 + n ; n = 10 - 5 = 5 neutrones Por tanto los isótopos del mismo elemento se diferencian en el número de neutrones. Por último, existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos. Iones Son átomos o grupos de átomos cargados eléctricamente (positivos o negativos). Como el núcleo es intocable con las energías que aparecen en las reacciones químicas, la única forma de que un átomo se cargue eléctricamente es quitando o poniendo electrones:  Iones positivos, también llamados cationes, son átomos que han perdido electrones. Cada electrón que pierden es una carga positiva que queda en exceso en el núcleo.  Iones negativos, también llamados aniones, son átomos que han ganado electrones. Cada electrón que ganan es una carga negativa en exceso sobre los protones del núcleo. Los átomos neutros tienen tantos protones (carga positiva) como electrones (carga negativa). Como ambas partículas tienen la misma carga pero con distinto signo, al tener la misma cantidad de ambas el átomo es neutro. Cuando quitamos electrones quedan más 35 cargas positivas que negativas. Cuando añadimos electrones tenemos más cargas negativas que positivas. ¿Y qué pasa con la energía? Analicemos… Cuando estiramos un resorte utilizamos energía generada por nuestros músculos. Esa energía no se pierde, queda almacenada en el resorte, porque cuando vuelva a su estado original de longitud puede por ejemplo, levantar un peso. De manera similar, cuando desarmamos moléculas en las transformaciones químicas necesitamos una cantidad de energía para vencer las atracciones entre átomos. Pero en el proceso contrario, cuando los átomos vuelven a unirse para formar nuevas moléculas, se libera una cantidad de energía. Es decir, cuando hablamos de átomos, separarlos cuesta energía y unirlos la devuelve. Energía Reactivos Productos De los átomos a las Moléculas…. En la naturaleza es difícil encontrar átomos aislados. Salvo los llamados GASES NOBLES (helio, argón, xenón, kriptón), la mayoría de los átomos se encuentran combinados. Estas combinaciones pueden ser entre átomos diferentes, como en el caso del Agua que resulta de la combinación de 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, o entre átomos de un mismo elemento como en el caso del cobre metálico. A partir de los compuestos que resultan de las combinaciones de átomos diferentes, es posible obtener los elementos puros mediante procesos químicos. Por ejemplo, el aluminio se obtiene a partir del mineral bauxita que contiene principalmente átomos de aluminio y átomos de oxígeno.1 Las moléculas… La noción de molécula es central para predecir las propiedades de la materia y sus transformaciones. Las moléculas son las unidades participan de cualquierreacción química, mientras que los átomos constituyentes son quienes se combinan entre sí reordenándose y dando lugar a nuevas unidades moleculares, diferentes de las anteriores. Consideraremos que una molécula es una unidad constituida por un conjunto de átomos organizados en el espacio de una manera particular. Los átomos que integran esa unidad están ligados entre sí por fuerzas especiales que se denominan UNIONES QUÍMICAS. 1 Extraído de Aldabe y otros: Química 1, Fundamentos, 2005. Ediciones Colihue. Aldabe y otros 36 Las moléculas ocupan un lugar en el espacio. Cada molécula resultante de una combinación de átomos tiene una forma, un tamaño, una masa y un volumen característico. Las moléculas se representan en el papel, se las escribe con una combinación de números y letras. Analicemos “Peso atómico y molecular” Cuando observamos ecuaciones y fórmulas químicas, nos damos cuenta de que estas tienen un significado cuantitativo, es decir los subíndices en las fórmulas y los coeficientes en las ecuaciones representan cantidades precisas. La fórmula del agua H2O indica que la molécula está compuesta por dos átomos de Hidrógeno y un átomo de Oxígeno. La masa de los átomos es extremadamente pequeña y para medirla es necesario una unidad mucho menor que el kilogramo (unidad de masa del Sistema Internacional de unidades). Se ha convenido en usar como unidad: la unidad de masa atómica, u.m.a. Su definición fue el resultado de un acuerdo entre físicos y químicos en la década de los sesenta. La unidad de masa atómica es la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono 12, al que se le asigna una masa atómica de 12,000 u.m.a. En estas unidades la masa del átomo de hidrógeno es de 1.080 uma. y la del oxígeno es de 15.9994 uma. Si quisiéramos calcular el peso formular de una sustancia debemos sumar los pesos atómicos en su fórmula química. Por ejemplo: Masa del H2SO4: 2* PA del hidrógeno + 1* PA del azufre + 4* PA del oxígeno 2* 2 + 1* 32 + 4* 16 Masa del H2SO4:98 Actividad : 1) Calcula la masa atómica de los siguientes compuestos: HNO3: NaCl: Al2 O3: C6H12O6: Ca (OH)2: 2) A partir de la siguientes reacciones químicas, calcula las masas atómicas de los compuestos y/o elementos e indica: 37  a. Cuáles son reactivos y productos b. Si se cumple la ley de conservación de masa y energía. c. Si se trata de sustancias puras simples o sustancias puras compuestas. d. En cada caso indica cómo está formada una molécula de cada compuesto o elemento. Reacciones: ☞ CaCO3 CO2 + CaO ☞ H2SO4 + Al (NO2)3Al2 (SO4)3 ☞ Cl2O5 + H2O HClO3 Pero... ¿cuántos átomos, moléculas o iones hay en un compuesto? Aún la muestra más pequeña con la que se pueda trabajar en el laboratorio contiene una gran cantidad de átomos, iones o moléculas. Por ejemplo: una cucharadita de té (alrededor de 5ml) contiene 2* 1023 moléculas de agua. Es conveniente tener una unidad especial para describir números tan grandes. En la vida diaria acostumbramos contar unidades como docenas (12 objetos), etc. En química, la unidad que utilizamos para tratar con átomos, moléculas y iones es el mol. Un mol se define como la cantidad de materia que contiene tantos objetos como el número exacto que hay en 12 gramos de C que es 6.0221367* 1023 (número de Avogadro). Entonces podemos decir que: 1 docena 12 unidades 1 mol 6,022 x 1023 partículas La pregunta ahora es: Cuánta masa hay en un mol? Debemos tener en cuenta que para averiguar la masa de una docena de objetos, es necesario conocer de qué objetos estamos hablando, ya que una docena de huevos no tendrá la misma masa que una docena de sandías. Para los moles es similar. Es decir, deberemos conocer de qué tipo de partículas estamos hablando. Por ejemplo, si hablamos de un mol de H2SO4 podremos calcular que su masa molecular es: H= 2 x 1gr. (que es el número másico del H2) S= 32 gr. 38 O= 16gr. x 4 98 gr. EJERCICIOS 1- Investigue acerca de los distintos tipos de energía que existen en el universo y cómo se transfieren una en otra. 2- Diga si las siguientes aseveraciones describen propiedades físicas o químicas: a. El oxígeno gaseoso permite la combustión Química b. El agua hierve a menos de 100 ºC en la cúspide de una montaña Físico c. El plomo es más denso que el aluminio Físico 3- Cuáles de las siguientes propiedades son intensivas y cuales extensivas a. Longitud Extensiva b. Masa Extensiva c. Densidad Intensiva d. Punto de fusión Intensiva e. Sabor Intensiva f. Punto de ebullición Intensiva g. Calor acumulado por un cuerpo Extensiva 4-Clasificar las siguientes propiedades como químicas o físicas: a) Los objetos hechos de plata se manchan; Física b) el color rojo de los rubíes se debe a la presencia de iones de cromo; Química c) el punto de ebullición del etanol es 78ºC. Física 5-Identifique todas las propiedades físicas y las transformaciones en el siguiente enunciado: “La temperatura del terreno es un factor importante para la maduración de las naranjas, porque ella afecta la evaporación del agua y la humedad del aire circundante”. 6-Identifique si las siguientes propiedades son extensivas o intensivas: a. La temperatura a la cual se derrite el hielo; Intensiva 39 b. El color del cloruro de níquel Intensiva c. la energía producida cuando se quema la gasolina; Extensiva d. el costo de la gasolina; la dureza del hormigón Extensiva Intensiva 7-Identificar cada uno de los siguientes cambios como físico o químico a- Un leño que arde Químico b- La sal que se disuelve en el agua Químico c- La fusión de la nieve Físico d- Ebullición del agua Físico e- La leche que se corta Químico f- Empañar un espejo Físico g- La fractura de un pedazo de hormigón Físico h- Combustión del carbón Química 8-Lea atentamente el siguiente listado de caracteres de los estados de la materia y coloque en el paréntesis la letra que le corresponde: A: estado sólido B: estado líquido C: estado gaseoso (A) Predominio de las fuerzas de cohesión (B) Volumen constante y forma variable (B) Partículas (moléculas, átomos o iones) distribuidos ordenadamente (C) Volumen y forma variada ( ) Predominio de las fuerzas de repulsión intermoleculares ( ) Movimiento vibratorio de las moléculas en un sitio fijo ( ) Moléculas dotadas de gran cantidad de energía cinética ( ) Forma y volumen constante. 9- Señale el nombre de los siguientes cambios de estado: a. De agua líquida a vapor de agua Vaporización b. De cobre sólido a cobre líquido Fusión c. De oxígeno gaseoso a oxígeno líquido Condensación d. De azufre líquido a azufre sólido Solidificación 10- Marque con una X la respuesta que considera correcta 40 El punto de ebullición es: a. Una temperatura X b. Un estado físico c. Una reacción química d. Un cambio de estado La evaporación es una de las formas de la: a. Licuación b. Sublimación c. Condensación d. Vaporización X Cuando las sustancias se unen para formar una nueva sustancia, se trata de: a. Un fenómeno físico b. Un cambio de estado c. Un fenómeno químico X d. Una transformación transitoria 11- En base a la siguiente tabla: GASEOSO SÓLIDO LÍQUIDO Sustancia Pto. de ebullición ºC Pto. de fusión ºC Plomo 1620 328 Aluminio 2270 660 Sal de mesa 1465 808 Mercurio 357 -38,9 Hidrógeno -252 -259 Indique: a 300ºC, ¿qué sustancias se encuentran en estado: a. Sólido Plomo-Aluminio-Sal de mesa b. Líquido Mercurio c. Gaseoso Hidrógeno 41 12- Señale las diferencias entre solución y sustancia pura. En las soluciones se pueden fraccionar mediante métodos físico o mecánicos de los cuales se puede obtener 2 o mas sustancias. En las sustancias puras no se pueden descomponer por métodos físicos o mecánicos. 13- Clasificar en soluciones y sustancias puras los siguientes sistemas homogéneos: a) hierro Sustancia pura b) agua de mar Solución c) aire Solución d) alcohol absoluto Sustancia pura e) oxígeno Sustancia pura 14- Dado el siguiente sistema: agua-aceite-cuarzo a) ¿Es homogéneo o heterogéneo? b) ¿Cuáles son sus componentes? c) ¿Cuántas fases hay y cuáles son? 15- Clasificar en homogéneos o heterogéneos los siguientes sistemas: a) gas contenido dentro de un cilindro Homogéneo b) azúcar, agua y carbón Heterogéneo c) agua destilada Homogéneo d) carbón y kerosene Heterogéneo e) sangre Heterogéneo (microscopio) Homogéneo (simple viste) 16- Indique cuál de las opciones es la adecuada para describir un sistema formado por: vapor de agua, agua y carbón en polvo. a) dos fases y tres componentes b) tres fases y tres componentes c) tres fases y dos componentes d) dos fases y dos componentes 17- Se dispone de las siguientes sustancias: sal (NaCl), agua, vinagre, alcohol etílico, hielo, dióxido de carbono (CO2), un trozo de cobre y arena. Proponga sistemas que cumplan con las siguientes condiciones: a) tres fases y tres componentes Vinagre, Hielo y CO2 b) tres fases y cinco componentes Sal, agua, alcohol, trozo de cobre y arena c) dos fases y cuatro componentes Sal, agua, alcohol etílico y hielo 42 18- Ud. dispone de los siguientes materiales: un trozo de madera, sal, aceite, hielo, agua, dióxido de carbono. Construya sistemas materiales con las siguientes características: a) dos fases y dos componentes b) dos fases y tres componentes c) tres fases y cuatro componentes d) dos fases y un componente 19- Un recipiente contiene agua, arena, hielo y alcohol: a) ¿Cuántas fases hay en el sistema dado? b) ¿Cuántos componentes tiene el sistema dado? c) Escriba los nombres de los componentes de la fase líquida. d) ¿Qué ocurre si extraemos el hielo del vaso? ( ) Aumenta el número de componentes ( ) Disminuye el número de componentes ( ) No varía el número de fases ni de componentes ( ) Disminuye el número de fases ( ) Aumenta el número de fases e) ¿Qué ocurre si se disuelve sal en la fase líquida? ( ) Aumenta el número de componentes ( ) Disminuye el número de componentes ( ) no varía el número de fases ni de componentes ( ) disminuye el número de fases ( ) aumenta el número de fases 20- Dar un ejemplo de un sistema formado por: a) Tres fases y dos componentes. b) Una fase y tres componentes. c) Tres fases y un componente. d) Cuatro fases y dos componentes. 21.- Identifique los siguientes elementos: 43 22.- Calcule el número de protones y de neutrones en el núcleo de cada uno de los siguientes núclidos y el número de electrones correspondientes al átomo neutro 23.- Calcule el número de protones, electrones y neutrones presentes en los siguientes iones o átomos: 24- Señala las afirmaciones correctas: ( ) El protón tiene carga negativa. ( ) La carga de un protón y de un neutrón son iguales en valor absoluto. ( ) La masa de un electrón es muy superior a la de un neutrón. ( ) En valor absoluto, la carga de un electrón y de un protón son iguales. ( ) La masa de un neutrón y de un protón son muy diferentes. 25- ¿Dónde se encuentra cada partícula subatómica? ( ) El neutrón se encuentra en el núcleo. ( ) El neutrón se encuentra en la corteza. ( ) El electrón se encuentra en el núcleo. ( ) El protón se encuentra en la corteza 26- Acerca de la distribución de la carga eléctrica en el átomo, señale la respuesta correcta: ( ) La carga eléctrica de la corteza es positiva. ( ) La carga eléctrica del núcleo es positiva. ( ) La carga eléctrica de la corteza es neutra. ( ) La carga eléctrica del núcleo es negativa. 27- El número másico “A”, indica: ( ) Número de protones ( ) Número de electrones ( ) Número de protones + número de electrones ( ) Masa total del átomo ( ) Número de protones + número de neutrones 28- Completar: 44 La partícula subatómica con carga negativa se denomina………………………....................... Los átomos de igual número atómico son……………………………………................ La partícula sin carga neta que se encuentra en el núcleo atómico es el…………………………………………………………….. La región del átomo con mayor masa es el………………………………………………….. Con la letra Z se representa el………………………………………………………………………. 45