Guía 3 Química Evaluación 3 PDF

FUNDACION DE APRENDIZAJE- VALORES-EDUCACION Y DESCUBRIMIENTO FUNDAVED 1 GUÍA N°1 TEORIA ATOMICA Docente: Diana María Lizcano I. Leer completamente...

FUNDACION DE APRENDIZAJE- VALORES-EDUCACION Y DESCUBRIMIENTO FUNDAVED 1 GUÍA N°1 TEORIA ATOMICA Docente: Diana María Lizcano I. Leer completamente el siguiente documento, subrayar o resaltar ideas principales, no es necesario hacer resumen. Si hay palabras que no comprende buscar en internet, en el diccionario, u otros medios que le permitan tener claridad en los conceptos. a) Partículas Fundamentales del Átomo Introducción Antes de 1800, se pensaba que la materia era continua, es decir que podía ser dividida en infinitas partes más pequeñas sin cambiar la naturaleza del elemento. Sin embargo, alrededor de 1803 ganó aceptación la teoría de un científico inglés llamado John Dalton (1766-1844). Al dividir una muestra de cobre en trozos cada vez más pequeños, finalmente se encuentra una unidad básica que no puede ser dividida sin cambiar la naturaleza del elemento. Esta unidad básica se llama Átomo. Un átomo es la partícula más pequeña que puede existir de un elemento conservando las propiedades de dicho elemento. A continuación, conoceremos los diferentes modelos atómicos Modelos atómicos Demócrito Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuáles llamó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a finales del siglo dieciocho comenzaron a ser aceptadas. Dalton Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 2 En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas modernas acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la Teoría Atómica de Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton se pueden enunciar: 1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un elemento dado tienen propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros compuestos 3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, ni destruirse o transformarse en átomos de otros elementos. 4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una proporción fija. 5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado. En ese tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse experimentalmente, ya que se basaron en limitadas observaciones experimentales de su época Aún con sus limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de la Teoría Atómica Moderna. Modelo de Thomson En 1898, el inglés Joseph John Thomson propuso un modelo para la estructura del átomo al que llamaron “budín de pasas “. Thomson estableció la hipótesis, de que los átomos estaban formados por una esfera de carga eléctrica positiva distribuida de manera uniforme, en cuyo interior se encontraban los electrones en movimiento en cantidad de igual al número de las cargas positivas para que el átomo fuera neutro. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevados a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 3 Modelo atómico de Rutherford El modelo atómico de Rutherford, modelo o teoría sobre la estructura del átomo propuesto por el físico Ernest Rutherford (1911) mantenía el planteamiento de Joseph Thomson sobre que los átomos poseen electrones y protones, pero sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y la corteza. Los protones y neutrones que tienen mayor masa se encuentran en un núcleo muy pequeño, lo que significa que el núcleo contiene toda la carga positiva y la masa del átomo. En la corteza, que rodea al núcleo, se encuentran los electrones describiendo órbitas circulares o elípticas, dichos electrones tienen una masa mucho más pequeña y ocupan la mayor parte del volumen del átomo Modelo atómico de Bohr Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases, describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 4 El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. Bohr supuso que los electrones debían hallarse en órbitas de cierto tamaño, moviéndose a cierta velocidad y con determinada energía. Si el electrón absorbe energía saltará a una órbita de mayor energía más alejada del núcleo, si emite energía, el electrón caerá a una órbita más cercana al núcleo. En resumen, mientras en el modelo de Rutherford los electrones pueden girar alrededor del núcleo en órbitas de un radio cualquiera, en el modelo de Bohr sólo son permitidas ciertas órbitas, las que coinciden con los valores energéticos de los electrones; por esta razón se dice que los electrones se encuentran en determinados niveles de energía (n) que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. Representación de las órbitas n distancia 1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 5 Para la década de 1930 había numerosas pruebas de que los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas. Se ha descubierto más de 100 partículas subatómicas, pero muchas de ellas duran menos de un segundo. Las partículas fundamentales de un átomo son constituyentes básicos de cualquier átomo. El átomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres partículas fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento de la naturaleza y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las interacciones químicas. El átomo es eléctricamente neutro; es decir, el número de electrones fuera del núcleo es igual a número de protones dentro de él La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la siguiente tabla. Carga Partícula Masa (g) (Escala Relativa) Electrón (e-) 9.10939 x 10-28 1- Protón (p+) 1.67262 x 10-24 1+ Neutrón (nº) 1.67493 x 10-24 0 La masa del electrón es muy pequeña en comparación con la masa del protón o del neutrón. La carga del protón es de magnitud igual pero de signo opuesto a la carga del electrón. Procederemos a estudiar estas partículas con mayor detalle. Electrón: Partícula localizada fuera del núcleo atómico, es la unidad de carga eléctrica negativa, su masa es igual a 9.1 x 10-28grs. John Thomson en 1897 los descubrió y midió la relación carga-masa del electrón (e/m). Protón Partícula subatómica ubicada en el núcleo con carga igual a la del electrón pero de signo contrario; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos, su masa es 1.67 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 6 x 10 -24gramos. Fue descubierto por Eugene Goldstein en 1886; el nombre del protón fue dado por Thomson. La masa de un protón es aproximadamente 1.836 veces la del electrón. Por tanto, la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo. El Neutrón: Partícula neutra, sin carga eléctrica localizada en el núcleo atómico, su masa es de 1.7 x 10 - 24 gramos, un poco superior a la del protón. Su existencia fue sugerida en 1920 por tres físicos de tres países distintos: Rutherford, Masson y Harkins, pero sólo a fines de 1932 fue descubierto por el físico Inglés James Chadwik. b) Número Atómico y Número Másico Número Atómico Químicamente se define el número atómico como la cantidad de protones existente en el núcleo de un átomo determinado, se representa por (Z). La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. El número atómico es el número de orden de los elementos en la tabla periódica; así tenemos que el elemento químico más sencillo, el hidrógeno, tiene como número atómico Z=1; es decir, posee 1 protón y 1 electrón, el helio tiene como número atómico Z=2; es decir, posee 2 protones y 2 electrones, el hierro tiene como número atómico Z=26, lo que equivale a 26 protones y 26 electrones. Por lo tanto, en un átomo neutro, el número de protones (Z) es igual al número de electrones. Número másico El número másico es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento y se representa con la letra (A). Con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen protones y neutrones. El número de masa está dado por: Número de masas = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 7 A = Z + n0 Para encontrar el número de neutrones de un átomo, se despeja de la ecuación anterior: n0 = A – Z c) Isótopos Átomos de un mismo elemento que poseen el mismo número atómico (igual número de protones), pero distinto número másico; es decir diferente número de neutrones en su núcleo. La representación convencional de los isótopos es: A = Número másico Z = Número Atómico X= Símbolo del elemento Por ejemplo, el hidrógeno normal tiene un protón en el núcleo con un electrón girando alrededor se le conoce por ese motivo como protio, existe otro isótopo del hidrógeno el deuterio, que tiene un neutrón por lo tanto, si tiene un protón y un neutrón su número másico es 2, pero su número atómico sigue siendo 1, hay otro isótopo del hidrógeno, el tritio, que tiene número másico 3: posee dos neutrones y un protón. 3 tritio 1 3 H T Número atómico Número másico Símbolo Nombre Símbolo (Protones) (Protones + neutrones) alternativo protio 1 1 1 H H 2 deuterio 1 2 H D Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 8 Otro ejemplo de isótopos es el del Uranio, con número de masa 235 y 238 respectivamente, que son los siguientes: 235 238 U 92 92 U El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, mientras que el segundo carece de las propiedades necesarias para tener tales aplicaciones. Con excepción del hidrógeno, que tiene un nombre diferente para cada uno de los isótopos, los isótopos de los demás elementos se identifican por su número de masa. Así los isótopos anteriores se llaman: Uranio-235 y Uranio-238. Peso Atómico y Peso molecular La masa atómica (peso atómico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma se tiene el átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, ciertos experimentos han demostrado que en promedio un átomo de hidrógeno tiene solo 8.400% de la masa del átomo del carbono-12; de modo que sí la masa de un átomo de un carbono12 es exactamente 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser 0.084 x 12 uma, es decir, 1.008 uma. La masa atómica es la masa de un solo átomo y se expresa en unidades de masa atómica (u), mientras que el átomo-gramo es la masa de un mol de átomos y se expresa en gramos. Así tenemos que para el átomo de Oxígeno (O): O = 16 uma (1 sólo átomo) O = 16 gramos (varios átomos) Masa atómica promedio La masa atómica que aparece en la tabla periódica para un elemento es en realidad un promedio de las masas de todos los isótopos naturales de ese elemento, la mayor parte de los elementos tienen varios isótopos que se encuentran en la naturaleza. Ejemplo: Para los dos isótopos de cloro (Cl) tenemos: Isótopo Masa (uma) Abundancia natural (%) Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 9 Cl -35 34.9688 75.77 Cl- 37 36.9659 24.23 Calcule la masa atómica promedio: (0.7577) x (34.9688) + (0.2423) x (36.9659) = 35.45 uma NOTA: Para cada isótopo, el porcentaje se divide entre 100 se multiplica por la masa de cada isótopo y luego se suman ambos resultados. Masa Molecular Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes; por lo tanto la masa molecular (algunas veces llamado peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) multiplicado por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula. Por ejemplo, la masa molecular del ácido sulfúrico H2SO4 es: H: 1 x 2 = 2 uma S: 32 x 1= 32 uma R/ 98 uma O: 16x 4 = 64 uma El peso fórmula se usa correctamente para sustancias iónicas o moleculares (Ver enlace químico). Cuando nos referimos específicamente a sustancias moleculares, a menudo los sustituimos por el término peso molecular (PM). Masa Molar La masa molar de un compuesto es numéricamente igual a su masa molecular (uma) expresada en gramos. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es de 18 uma, por lo que su masa molar es 18 gramos. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 10 d) Concepto de Mol El mol es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia. Se define como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12. Este número se denomina número de Avogadro (NA), en honor al científico Italiano Amadeo Avogadro, el valor comúnmente aceptado es: NA = 6.022 x 1023 NA= número de Avogadro Un mol siempre contiene el mismo número de partículas, sin importar de qué sustancia se trate, por ejemplo un mol de sodio (Na) contiene el mismo número de átomos que un mol de hierro (Fe), es decir: 1 mol = 6.02x1023 partículas Cuando se usa el término mol, debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas, o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos de átomo-gramo (masa atómica expresada en gramos que contiene un mol de átomos de ese elemento), molécula-gramo (masa expresada en gramos que contiene un mol de moléculas de ese compuesto) han sido sustituidos actualmente por el término mol. La molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno, un mol de oxígeno equivalente a 18 gramos de H2O. Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes 2 moles H + 1 mol O = 1 mol de agua 2 * 1.01 g + 16.00 g = 18.02 g Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 11 En consecuencia, en términos prácticos un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica o masa molecular de dicha sustancia. En una definición menos formal, al igual que una docena de partículas son doce de estas partículas, un mol de partículas son 6,023 x 1023 (número de Avogadro) de estas partículas Ejemplo de equivalencias de mol: Para el átomo de hierro (Fe) 1 mol de átomos de Fe = 56 gramos 1 mol de átomos de Fe = 6,023 x 1023 átomos 56 gramos = 6,023 x 1023 átomos Para el compuesto hidróxido de calcio Ca(OH)2 1 mol de moléculas de Ca(OH)2 = 74 gramos 1 mol de moléculas de Ca(OH)2 = 6,023 x 1023 moléculas 74 gramos de Ca(OH)2 = 6,023 x 1023 moléculas II. CUESTIONARIO DE PROFUNDIZACIÓN 1. Describe el concepto del átomo según Demócrito 2. Cuáles son las ideas básicas de la teoría de Dalton 3. Mencione los postulados de Dalton que son incorrectos 4. Escribe dos características principales del átomo de Rutherford Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 12 5. Escribe las similitudes y diferencias que hay entre el modelo atómico de Rutherford y Bohr 6. Escribe el concepto de átomo 7. Escribe el nombre de las tres partículas fundamentales del átomo e indique la masa y carga asociada con cada una de ellas 8. ¿Cuáles son las partículas fundamentales que constituyen el núcleo del átomo? 9. Define el número atómico (Z) 10. Define el número másico (A) 11. Escribe la ecuación matemática de A (número másico) y despeja el número de neutrones (n0) 12. ¿Cómo se llaman los átomos del mismo elemento, pero con diferente número másico? 13. Escribe las semejanzas y diferencias que existen entre los isótopos de un mismo elemento 14. Explique el significado de cada uno de los términos en el símbolo 15. Escribe la diferencia entre peso formula y peso molecular. 16. Escribe dos equivalencias de mol para átomos. 17. Escribe dos equivalencias de mol para compuestos Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  TEMA 2 CONFIGURACION ELECTRONICA 13 RESUMEN: ¿Por qué las sustancias reaccionan? ¿Por qué son tan violentas algunas reacciones? ¿Puedo disminuir o aumentar la violencia con qué ocurre una reacción? ETC… Estas son algunas preguntas que la Química SI puede responder hoy en día. La Química busca entender cómo ocurre la reactividad de las distintas sustancias. Para poder entender y responder a todo lo anterior, es necesario conocer el átomo, en especial a sus electrones los cuales son protagonistas importantes en las reacciones químicas. Para entender cómo el electrón afecta en una reacción, se diseñó un método llamado CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA el cual permite ordenar los electrones dentro del átomo. Una vezordenados podremos relacionarlos a la reactividad. Para poder utilizar la configuración electrónica, debemos entender lo siguiente: - Todos los átomos tienen electrones, pero no la misma cantidad de electrones (Ejemplo análogo: Los colegios son átomos, los estudiantes son electrones: Cada colegio tiene distinta cantidad de estudiantes matriculados, por lo tanto, cada átomo tiene distinta cantidad de electrones). - La Configuración electrónica busca ordenar el ingreso de los electrones al átomo. Para realizar esto utilizaremos el diagrama de Moeller. - Debemos asumir lo siguiente: Un átomo tiene 7 niveles de energía y Orbitales en cada nivel de energía (Ejemplo análogo: Un átomo es un edificio. Un edificio tiene pisos y cada piso tiene habitaciones y no todas las habitaciones son de mismo tamaño). Entonces, considerando el ejemplo de recién, un átomo tiene 7 pisos (niveles de energía) y en cada piso puede tener habitaciones (orbitales) grandes y otras pequeñas. Cada suborbital (S, P, D, F) puede contener Suborbital Máximo de electrones una cantidad diferente de átomos. S 2 e- A continuación el detalle para cada uno de ellos. P 6 e- D 10 e- F 14 e- Pasemos a la aplicación… Podemos ordenar los electrones de cualquier tipo de átomo pero debemos considerar de momento 2 reglas muy importantes: 1.- Debemos empezar a ordenar utilizando los niveles de energía más débiles primero. 2.- Un nivel debe ser llenado completamente antes de pasar al siguiente. Para esto nos apoyaremos del diagrama de Moeller el cual grafica el orden por el cual nos debemos guiar para el desarrollo. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química Realicemos un ejemplo: 14(B) tiene Z=5, por lo tanto asumiremos Boro que tiene 5 electrones también. Recordar: Z indica número de protones. Si el átomo está neutro, entonces la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones. ¿Cómo se ordenan esos 5 electrones? El Diagrama de Moeller indica que primero Debemos utilizar el “1S” para ordenar los electrones. Anoto: “1S” El “S” se llena con 2 electrones según tabla. 1S2 Los electrones se anotan como potencia. Ya ordené 2 electrones, para llegar a 5, entonces faltan 3 más. Al llenarse el nivel actual, debo avanzar según la flecha del diagrama y llego al “2S”. Lo agrego a lo que ya tengo: 1S2 – “2S” El S recordemos que se llena con 2 electrones: 1S2 – “2S2” Hasta el momento llevamos 4 electrones ordenados (sumar potencias: 2 + 2 = 4), nos falta solamente 1 electrón más para llegar al total de 5. Sigo avanzando, la flecha me lleva hasta el 2P, lo agregamos a lo que ya tenemos. 1S2 – 2S2 – “2P” El suborbital P se llena con 6 electrones según tabla, pero a nosotros solamente nos falta 1 electrón para completar el requisito… En este caso, SOLAMENTE POR SER EL ÚLTIMO SUBNIVEL A UTILIZAR PODEMOS LLENARLO CON LO QUE NECESITAMOS. 1S2 – 2S2 – “2P1”. Al sumar las potencias tenemos un total de 5 electrones (2 + 2 +1 = 5). Significa que ordenamos los electrones de nuestro átomo de Boro. Segundo ejemplo: Sodio (Na) Z = 11. Asumimos que tiene 11 electrones. 1S2 = Llevamos 2 electrones. 1S2 – 2S2 = Llevamos 4 electrones. 1S2 – 2S2 – 2P6 = Llevamos 10 electrones. Falta 1 más. 1S2 – 2S2 – 2P6 – 3S1 = Hemos completado los 11 electrones del Sodio. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química I.- DESARROLLO: Desarrolla la configuración electrónica para los siguientes átomos neutros: ÁTOMO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Magnesio (Mg) Z =1512 Fósforo (P) Z= 15 Argón (Ar) Z= 18 Calcio (Ca) Z= 20 Selenio (Se) Z=34 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química II.- DESARROLLO: Para las siguientes configuraciones electrónicas entregadas, indica cual es la cantidad de electrones que posee y determina a qué tipo de átomo neutro corresponde. 16 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ELECTRONES ÁTOMO TOTALES 1S2 – 2S2 – 2P6 – 3S2 – 3P6 – 4S2 1S2 – 2S2 – 2P4 1S2 – 2S2 – 2P6 – 3S2 – 3P2 1S2 – 2S2 – 2P6 – 3S2 – 3P6 – 4S2 – 3D10 – 4P1 III. RESPONDER: Identifica cuál de las siguientes configuraciones electrónicas están en error y explica por qué tu decisión. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CORRECTA O EXPLICACIÓN INCORRECTA 1S2 – 2S2 – 2P6 – 3S1 – 3P5 1S2 – 2S2 – 2P6 1S2 – 2S1 – 2P6 – 3S2 – 3P6 – 4S1 – 3D10 – 4P2 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química IV.- DESARROLLO: Desarrolla la configuración electrónica para los siguientes átomos con carga eléctrica. Indica cuál es la cantidad de electrones que tendrá y resuelve su configuración. ÁTOMO NEUTRO Explicación: Fluor (F)17 Si la carga presentada es negativa, entonces se agrega esa cantidad al Z. Z=9 9 + 1 = 10 electrones. F –1 La configuración electrónica entonces debe ser realizada para 10 e–. Potasio (K) Si la carga presentada es positiva, entonces debe ser restada al Z. Z= 19 19 – 1 = 18 electrones. K +1 La configuración electrónica entonces debe ser realizada para 18 e–. ÁTOMO NEUTRO CANTIDAD DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ELECTRONES Fluor (F) Z=9 F –1 Potasio (K) Z= 19 K +1 Cloro (Cl) Z = 17 Cl –5 Galio (Ga) Z= 31 Ga +3 TEMA 3 MEZCLAS Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  18 La mayoría de los objetos que están a nuestro alrededor están formados por la combinación de dos o más sustancias puras, es por ello que, en nuestra cotidianidad abundan las mezclas. En ciertas situaciones necesitamos a un solo componente que forma una mezcla y por lo mismo debemos separarlos. Por ejemplo, cuando nos preparamos un jugo de naranja natural, para evitar ahogarnos con las pepitas de dicha fruta, lo filtramos. Debido a esa necesidad, surgen diversos métodos de separación de mezclas, pero hay un problema… existen mezclas sólidas, como el bronce y la amatista; líquidas, como un jarabe o la leche; y gaseosas como el aire, por ende, tal diversidad de mezclas exige una variedad de métodos para separarlas. Los métodos de separación de mezclas son técnicas que permiten obtener cada uno de sus componentes por separado. Entre los más utilizados se encuentran los siguientes: filtración, tamizado, vaporización, destilación y decantación. Mezclas homogéneas Si agregas una pequeña cantidad de sal en un vaso con agua y lo agitas hasta que se disuelva por completo, sería prácticamente imposible diferenciar a simple vista, cada uno de los componentes que acabas de combinar. La salmuera (agua con sal) es un ejemplo de mezcla homogénea. Estas mezclas se caracterizan por estar formadas por componentes que están distribuidos de manera uniforme, razón por la que no es posible distinguirlos a simple vista. A estas mezclas también se las conoce con el nombre de disoluciones, y están formadas por un soluto, que es el componente que se encuentra en menor cantidad; y un disolvente, que se encuentra en mayor cantidad. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  19Mezclas heterogéneas ¿Alguna vez has mezclado los tallarines con salsa? Al realizar esta mezcla, puedes notar que es muy sencillo diferenciar sus constituyentes. El ejemplo anterior corresponde a una mezcla heterogénea, la distribución de sus componentes no es uniforme, por lo que estos se pueden distinguir a simple vista o por medio de instrumentos como el microscopio o la lupa. Existen mezclas heterogéneas que a simple vista parecieran tener una composición uniforme, como las suspensiones y los coloides pues sus partículas son tan pequeñas que, para distinguirlas, se deben ocupar instrumentos específicos, como un microscopio o una lupa MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 1. Filtración: ¿Te has fijado qué es lo que pasa cuando introduces una bolsita de té en agua caliente? En el interior de la bolsita hecha de papel u otro material poroso hay muchas hojas de esta hierba, que al momento de interactuar con el agua, liberan mediante los poros del papel filtro, diminutas partículas de té, las que difunden y se mezclan con el agua de la taza, quedando las hojas retenidas en la bolsa. Este es un ejemplo de filtración, método que se usa para separar sólidos de un líquido o de un gas. Por loTomado tanto ladefiltración Universidad de El permite Salvador separar Facultad de un líquidode o Ciencias Naturales y de un gas, Imagen 1. Preparación Té los sólidosMatemáticas que se mezclan Escuela conde él.Química La filtración tiene diversas aplicaciones domésticas como: la limpieza del agua de una piscina, atrapar insectos que se encuentran en el aire, cocinar, etc. Y también, tiene usos industriales, por ejemplo: en la minería, en laboratorios y en el tratamiento de aguas residuales. 2. Tamizado: ¿Has preparado alguna vez un queque o un bizcocho? En las instrucciones se suele indicar el paso: “cernir la harina”, pero… ¿qué será esto? Cernir la harina implica dejar pasar este ingrediente a través de un tamiz, con el fin de retener los grumos, es decir, separar la harina fina de la que está compacta. El tamizado 20 es un método que se utiliza para separar mezclas de sólidos formadas por partículas de diferentes tamaños. Consiste en hacer pasar la mezcla por un colador de tal manera que, los granos más pequeños pasen a través de los orificios de este, mientras que los más grandes permanezcan en él. Esta técnica es muy utilizada en repostería jardinería y construcción. 3. Decantación: Es un método que permite separar un líquido de un sólido o dos líquidos que no se mezclan y que por ende forman una mezcla heterogénea y presentan diferente densidad. En ambos casos, es necesario dejar la mezcla en reposo durante un tiempo, para que sus componentes se separen en dos fases. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  Imagen 3. Decantanción de agua y tierra 4. Evaporación o vaporización: Método que se emplea para separar mezclas homogéneas de un sólido 21 que fue disuelto en un líquido. En este caso, la mezcla se calienta hasta que el líquido se evapora. De este modo queda el sólido en el fondo del recipiente. Esta técnica es muy utilizada para obtener la sal de mesa o común desde el agua de mar. Imagen 4. Obtención de sal por evaporación 5. Imantación: Técnica que permite separar una sustancia con propiedades magnéticas de otras que no las tengan, para ello se debe utilizar un imán. Este método fue muy utilizado tiempo atrás en un reto de youtube, en el que se quería saber cuánto hierro tenían los cereales que consumimos en nuestro desayuno. Imagen 5. Imantación 6. Destilación: Procedimiento utilizado para la separación de dos o más líquidos que conforman una mezcla homogénea, es decir, una disolución. Las sustancias líquidas a separar deben tener diferentes puntos de ebullición, por ejemplo: el alcohol y el agua. Para llevar a cabo la separación se utiliza el siguiente equipo: Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  ACTIVIDADES I. Lee la siguiente situación procedimental y luego, responde las preguntas: a) ¿Qué componente de la mezcla presenta mayor 22tamaño? b) ¿Qué técnica debería utilizar? ¿Qué características tiene la mezcla que permite usar dicha técnica? c) ¿Qué materiales utilizarías para llevar a cabo el procedimiento? Marca con una X. II. Identifica la técnica de separación que se debe utilizar en cada caso, para eso explica tu elección. MEZCLA MÉTODO DE SEPARACIÓN EXPLICACIÓN Agua con arroz Vinagre con aceite Arcilla, arena y piedras Agua con alcohol Arena con hierro Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química Responde las siguientes preguntas 1. Las mezclas se pueden clasificar en: A) Homogéneas y heterogéneas B) Elementos y compuestos C) Compuestos y heterogéneas D) Elementos y homogéneas 2. ¿Cuál de las siguientes mezclas es heterogénea? A) Agua con alcohol. B) Agua con etanol. C) Agua con aceite. D)23Agua potable. 3. La siguiente definición: “Aquella sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples porque están constituidas por un solo tipo de átomo”, corresponde a: A) un elemento químico. B) un compuesto químico. C) una mezcla homogénea. D) una mezcla heterogénea. 4. ¿Qué es el Agua? A) Un compuesto. B) Una mezcla heterogénea. C) Una mezcla homogénea D) Un elemento químico 5. Hugo encontró sobre el mesón del laboratorio distintas mezclas de sustancias. I. Agua con Aceite II. Sal con Arena III. Agua con sal ¿Cuáles de las mezclas son heterogéneas? A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y II 6. A un tubo de ensayo que contiene agua, se le agregan 20g de NaCl (sal); posteriormente, se agita la mezcla y se observa que una sola fase. Es válido afirmar que en el tubo de ensayo el agua (H2O) y el NaCl (Sal) conforman: A) una mezcla heterogénea B) un compuesto C) una mezcla homogénea D) Un elemento químico 7. Según su composición química, la materia se clasifica en sustancias puras y mezclas. Son ejemplos de sustancias puras: I. Lámina de Cobre II. Una taza de té III. Oxígeno. IV. Leche con chocolate A) Solo I y II. B) Solo I y III. C) Solo II y III. D) Solo I, III y IV. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química EXPERIMENTACION 1. Realizar un video donde explique el siguiente experimento. Explorando la materia? 1. Consigue estos materiales: aceite, agua, cucharita de té, granitos de arroz, azúcar y 3 vasos transparentes. 242. Agrega agua a cada vaso hasta completar la mitad de su capacidad. (enuméralos como vaso 1, 2 y 3) 3. Añade una cucharadita de azúcar al vaso 1 con agua y revuelve durante un minuto. Transcurrido ese tiempo, observa lo que ocurre. 4. Repite el paso anterior, pero esta vez agrega una cucharadita de granitos de arroz al vaso 2 que ya tienen agua. 5. Luego, haz lo mismo con el aceite en el vaso 3, no olvides revolver por un minuto. 6. Dibuja y describe en los recuadros circulares en la plantilla entregada en la siguiente página las mezclas que realizaste. Para ello, señala en cuál o cuáles de ellas pudiste reconocer sus componentes y que tipo de mezcla crees que es. Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 25 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química 26 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  INSTITUCION EDUCATIVA POPULAR DIOCESANO CODIGO: “Una Opción para ser persona” GA-RC-11 FECHA:01-MAR-09 GUIA PEDAGOGICA DE APLICACIÓN EN EL AULA Edición Controlada Versión 02 27 1. HILL − FEIGL. Química y Vida. Publicaciones Culturales S.A. de C.V., 1ª. Ed, México, 1986 2. PETRUCCI-HARWOOD Y GEOFFREG. Química General. Editorial Prentice Hall, 8a Edición, España, 8a edición, 2003 3. WHITTEN – DAVIS - PECK. Química General. Mcgraw-Hill Interamericana, 5a Edición, España, 1999, isbn 84-481-1386-1 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química  INSTITUCION EDUCATIVA POPULAR DIOCESANO CODIGO: “Una Opción para ser persona” GA-RC-11 FECHA:01-MAR-09 GUIA PEDAGOGICA DE APLICACIÓN EN EL AULA Edición Controlada Versión 02 28 Tomado de Universidad de El Salvador Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas Escuela de Química