Física y química

-Tema 1                  El trabajo científico

¿Qué es el trabajo científico? 

Los científicos tratan de conocer mejor el mundo que nos rodea.

No puede decirse que todos los científicos utilicen un método de trabajo idéntico. La época en la que vivieron condicionó su forma de trabajar.

Si algo caracteriza a un científico es su curiosidady su tendencia a hacer hipótesis sobre cómo se comporta la naturaleza.

Tener curiosidad por saber cómo funciona un ser vivo, qué leyes rigen el movimiento de los planetas, qué fármacos son adecuados para combatir una enfermedad, son sólo algunas de las tareas propias de los científicos y que han conseguido tantos avances en el conocimiento. 

Ser curioso no basta para ser científico. 

Los científicos deben saber todo lo que ya se conoce sobre lo que quieren investigar. 

    -  Formación.

Conocer todo lo que se sabe de un tema es una tarea larga y complicada, hay que estudiar y trabajar mucho.

-  Organización. Los científicos se organizan en grupos de investigación. Desde sus centros de trabajo, se plantean interrogantes y buscan respuestas a sus preguntas. El organismo de investigación más importante de España es el Consejo Superior de investigaciones Científicas. En él trabajan más de 20000 personas, de las que más de 3000 son científicos. ¿Sobre qué se puede investigar? No es fácil que un científico investigue sobre cualquier tema que se le ocurra. Los grupos de investigación deciden cuáles son los temas a investigar. Los gobiernos y las empresas también tienen mucho que decir sobre qué se investiga. Existen líneas prioritarias de investigación, bien porque se espera que con su desarrollo se encuentren soluciones para mejorar el nivel de vida, aumentar los ingresos, o.., porque para una empresa sea necesario investigar en un determinado campo para aumentar sus ventas. La prioridades que tiene el gobierno sobre cuáles son los temas prioritarios a investigar se establecen en el Plan Nacional de I+D+i Las siglas I+D+I significan: Investigación + Desarrollo + Innovación tecnológica. Una explicación más detallada, puedes encontrarlaaquí. ¿Dónde se encuentra la información ? La búsqueda de información se realiza en libros y en revistas especializadas en el tema. Éstas, publican artículos científicos en los que exponen qué pretenden investigar, cómo lo han hecho, qué resultados han obtenido y qué conclusiones pueden obtenerse de su trabajo. El idioma habitual en estas comunicaciones suele ser el inglés, por lo que el dominio de esta lengua es imprescindible para cualquier científico. Los centros de investigación deben tener buenas bibliotecas y estar suscritos a las revistas de investigación que publican trabajos de su especialidad. Si después de haber leído y estudiado mucho, los científicos siguen sin encontrar respuesta a sus preguntas, se plantean estrategias para encontrarla:¿qué procedimiento ha de seguirse en la investigación? ¿qué problemas pueden presentarse? y un sin fin de preguntas que ayudarán a planificar unos buenos experimentos que sean reproducibles en cualquier otro laboratorio y produzcan los mismos resultados. Enunciado de leyes Formulación de teorías En el lenguaje ordinario, la palabra teoría es equivalente a "suposición".  "Mantengo la teoría de que ...", es equivalente a decir "Supongo que..." En el lenguaje científico, la palabra teoría tiene un significado muy diferente al que se utiliza en el lenguaje ordinario:  "Una teoría científica es un conjunto de conocimientos que pueden abarcar varias leyes" Las teorías científicas explican las regularidades que describen las leyes científicas. Estos son dos ejemplos de teorías científicas: Teoría geocéntrica Teoría heliocéntrica

Si los científicos encuentran respuestas a sus preguntas, publican sus trabajos en las revistas de investigación para el conocimiento de los investigadores interesados. Cuando el tema es lo suficientemente extenso publican libros en los que desarrollan sus trabajos con detalle.

Se dice que la ciencia tiene un carácter acumulativo, pues va progresando a partir de los conocimientos anteriores.

Cuando el resultado de una investigación pudiera tener una aplicación tecnológica inmediata, se registra una patente. La aplicación de esta patente en una empresa, requerirá del permiso de los investigadores, siendo compensados mediante una retribución económica.

El Consejo Superior de Investigaciones Científicas publica numerosas revistas en las que se publican las investigaciones realizadas. Puedes verlas pulsando aquí.

Variables 

Se denomina variable a cada uno de los factores que se pueden modificar en los experimentos, con la intención de que esta modificación produzca cambios en los resultados.

Los experimentos no pueden realizarse modificando todas las variables a la vez. Hay que modificarlas una a una, dejando fijas las demás y viendo qué efectos produce sobre lo que queremos comprobar.

La variable que el científico modifica conscientemente se llama variable independiente.

La variable que se modifica como consecuencia de cambiar la variable independiente se llama variable dependiente. En la escena adjunta esta variable es el periodo de oscilación del péndulo.

Las variables que se mantienen con un valor constante mientras se modifican la variable independiente y la dependiente, se llaman variables de control.

Tablas de valores 

Para poder analizar los datos que se obtienen en una experiencia, es preciso recogerlos de una manera ordenada. Así, se consigue que "de un vistazo" puedan verse los resultados de una experiencia.

Representaciones gráficas

Una vez recogidos los valores de las variables en las tablas, el paso siguiente es la representación gráfica.

El Sistema Internacional de Unidades  Se llaman magnitudes a las propiedades de la materia que se pueden medir de una manera objetiva. Para medir hay que comparar la propiedad que se quiere medir con otra denominada unidad. Por ejemplo, medir la longitud de un cordel, supone conocer cuántas unidades de longitud (metros) tiene dicho cordel. Siete magnitudes físicas, solas o combinadas, son suficientes, para expresar las propiedades de la materia más habituales. Se llamanmagnitudes fundamentales. El Sistema Internacional de Unidades es un acuerdo internacional, por el que se establece cuáles son las unidades de las magnitudes fundamentales.

Magnitudes fundamentales Unidades Nombre Símbolo Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Intensidad de corriente eléctrica amperio A Temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Intensidad luminosa candela cd

El Sistema Internacional de Unidades  Hay magnitudes que pueden expresarse como una combinación de la magnitudes fundamentales: una superficie es una longitud al cuadrado una velocidad es una longitud entre un tiempo Estas magnitudes se llaman magnitudes derivadas y las unidades en las que se miden, se llaman unidades derivadas. En la tabla adjunta puedes ver algunas de las más utilizadas en física.  La medida

Magnitudes derivadas Unidades Nombre Símbolo Superficie sin nombre especial m 2 Volumen sin nombre especial m 3 Velocidad sin nombre especial m/s Aceleración sin nombre especial m/s 2 Fuerza newton N Energía julio J Carga eléctrica culombio C Resistencia eléctrica ohmio W

Múltiplos y submúltiplos En muchas ocasiones, y dado que carece de sentido expresar el resultado de una medida en la unidad correspondiente del Sistema Internacional, se recurre al empleo de múltiplos y submúltiplos. No tendría mucho sentido expresar la distancia entre la Tierra y la Luna en metros, ni tampoco sería adecuado utilizar esta unidad para medir el grosor de un cabello. La tabla adjunta contiene los múltiplos y submúltiplos del Sistema Internacional de Unidades. Puesto que hay medidas tan grandes y tan pequeñas, para facilitar los cálculos, las medidas suelen expresarse mediante lo que se conoce como notación científica. Notación científica

Múltiplos Submúltiplos Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo 1018 exa E 10-18 atto a 1015 peta P 10-15 femto f 1012 tera T 10-12 pico p 109 giga G 10-9 nano n 106 mega M 10-6 micro μ 103 kilo k 10-3 mili m 102 hecto h 10-2 centi c 101 deca da 10-1 deci d

Se llama precisión de un instrumento de medida a la variación más pequeña que dicho instrumento puede apreciar.

Exactitud: un instrumento de medida es tanto más exacto cuanto más se acerquen sus medidas al valor real.

Rango de un instrumento de medida es el intervalo entre el valor mínimo y máximo que puede medir dicho instrumento.

Fidelidad: un instrumento de medida es tanto más fiel cuanto al realizar varias veces una medida, se produzcan los mismos resultados.

Errores en la medida

Error absoluto

El error absoluto de una medida es la diferencia entre el valor real de una magnitud y el valor que se ha  medido. Se llama imprecisión absoluta a  la media de los errores absolutos tomados todos con signos positivos.  Error relativo El error relativo de una medida es elcociente entre el error absoluto de la medida y el valor real de ésta. El error relativo suele expresarse en %. El cálculo del error relativo en un proceso de medida nos aporta más información que el simple cálculo del error absoluto. Imagina que el error al medir el lado de un azulejo ha sido 2 mm y el error al medir la longitud de una  habitación ha sido también 2mm. Aunque el error absoluto en ambas medidas es el mismo, la medida de la cocina es mucho mejor que la del azulejo, ya que la medida era mucho mayor. Cifras significativas Se denominan cifras significativas a todos aquellos dígitos de un número que se conocen con seguridad  (o de los que existe una cierta probabilidad). Cuando el cero aparece a la izquierda de la coma decimal, no se considera cifra significativa.  Tampoco si aparece tras la coma, si delante no tiene algún número distinto de cero. En la medida expresada como 4,563 m, si conocemos con seguridad hasta la 4ª cifra. Nos da  idea de que el instrumento con que se ha medido esta longitud puede apreciar hasta los milímetros.  Esta medida tiene cuatro cifras significativas. Recuerda lo más importante El trabajo científico Los científicos tratan de conocer mejor el mundo que nos rodea. Movidos por su curiosidad se hacen  preguntas y tratan de responderlas. No puede hablarse de un único método que los científicos utilicen  en su trabajo, aunque sí realizan muchas tareas comunes que a veces se han denominado "método  científico". Los científicos observan, buscan regularidades, hacen hipótesis acerca de lo que está ocurriendo,  diseñan experimentos, descubren relaciones entre las variables que investigan, las organizan en torno  a teorías y dan a conocer lo que han descubierto. Análisis de datos Los experimentos proporcionan datos que necesitan analizarse. La recogida de los datos se hace  en tablas, donde se organizan los diferentes valores de las variables estudiadas. La interpretación de  gráficas sirve a los científicos para entender mejor la tablas de valores y responder a las preguntas  previas que se hicieron.Se han estudiado tres tipos de relaciones entre variables cuya interpretación  gráfica es sencilla. Las relaciones de proporcionalidad directa, inversa y cuadrática directa, cuyas  representaciones gráficas son una recta, una hipérbola y una parábola. La medida Medir es comparar. Las propiedades que se miden en él ámbito científico se llaman magnitudes que se miden expresando su resultado en unidades. El sistema Internacional de Unidades es un acuerdo entre estados, donde se decide con qué comparar. Puesto que las medidas tienen un rango de posibilidades enormes, habitualmente se utilizan múltiplos y submúltiplos de ellas. La notación científica es la forma habitual de expresar la medida de magnitudes. Medir es comparar. Las propiedades que se mide, hay que considerar qué características tiene el  instrumento de medida. Los instrumentos pueden ser analógicos o digitales y entre sus características están su precisión, fidelidad, exactitud y rango. Errores en la medida. En cualquier proceso de medida se cometen errores. La forma de disminuir los errores es realizar muchas medidas y estimar cuál sería el valor que más se aproxima al "real". Se habla de incertidumbre absoluta y de error relativo, para hacernos una idea. Construye el método científico Magnitudes y escalas vectoriales Notación científica  -Tema 2                  Materia,Calor, la temperatura Propiedades La materia que nos rodea aparece ante nosotros con muy diversos aspectos. Presenta distintas formas, colores, dureza, fluidez..., pero en general consideraremos  que lo hace en los siguientes estados: SÓLIDO, LÍQUIDO y GAS El estado gaseoso , igual que los líquidos, se adaptan a su recipiente, pero  los gases, pueden además comprimirse  y descomprimirse, lo que no puede  hacerse con los líquidos Actividad interactiva Aspectos cualitativos Antecedentes históricos: Los filósofos griegos, Demócrito y Epicuro, consideraban que la materia  es divisible en la experiencia diaria, pero, en un cierto término, consta de partículas indivisibles que  podemos provisionalmente llamar átomos (de la palabra griega átomo, indivisible). El físico inglés J. Dalton (1766-1844) establece laTeoría atómica de la materia en la que se considera  que todo tipo de materia, sea sólido, líquido o gas, está constituida por partículas, que en principio  se llamaron átomos. En un SÓLIDO, estas "partículas" ocupan posiciones determinadas en una red, alrededor de las  cuales vibran cada vez más intensamente a medida que aumentamos la temperatura. Las fuerzas  atractivas entre las partículas del sólido son muy intensas. En un LÍQUIDO, estas "partículas" se mueven deslizándose unas cerca de otras y manteniéndose  unidas por débiles fuerzas atractivas entre ellas. En el caso de un GAS, estas "partículas" se mueven a grandes velocidades y las fuerzas atractivas  entre ellas podemos considerarlas como inexistentes. Se mueven al azar ocupando todo el volumen  del recipiente. Actividad interactiva Haz clic sobre la imagen para ver las partículas de cada cuerpo en movimiento. ¿Ves las diferentes características de este movimiento según el estado en que se encuentre la materia? En las páginas siguientes trataremos de entender el comportamiento de las partículas de los gases. Modelo de gas ideal Como vamos a estudiar el comportamiento de los gases, vamos a establecer un MODELO para  cualquier gas, que, como hemos visto en las anteriores animaciones, estará constituido por partículas  moviéndose al azar y chocando contra las paredes del recipiente. Las características de nuestro  MODELO ideal de gas serán: -Las partículas del gas son pequeñísimas comparadas con el volumen del recipiente. -Se mueven al azar con distintas velocidades de manera que, si aumenta la temperatura, aumenta la velocidad de las partículas del gas. - No existen fuerzas de atracción entre ellas. - En su movimiento, chocan entre ellas y con las paredes del recipiente cumpliéndose las leyes de los  choques elásticos. - Cuando chocan aparecen las fuerzas o interacciones entre ellas o con las paredes del recipiente. - Los choques con las paredes del recipiente producen el efecto que llamamos presión sobre las mismas. Actividad interactiva Presión. Unidades Se define la magnitud física llamada PRESIÓN como una fuerza por unidad de superficie, es decir: Su unidad en el Sistema Internacional (SI) , es el PASCAL y cuyo símbolo es Pa y equivale a: Pa = 1N/1m2 El PASCAL es una unidad de presión muy pequeña, por lo que se suelen usar otras unidades  de presión. Entre ellas tenemos: La atmósfera cuyo símbolo será atm y que equivale a una cantidad de Pascales de:  1 atm = 101.325 Pa o lo que es lo mismo 1013 hPa . El hPa se llamaba antes milibar. Por último también se utiliza el Torr que equivale a 1 mm de mercurio, con lo que: 1 atm = 101.325 Pa = 1013 hPa = 760 Torr Actividad interactiva Factores que regulan la presión Según el MODELO de gas que hemos propuesto, la PRESIÓN (fuerza que por unidad de superficie de pared de recipiente ejercen las partículas del gas al chocar contra ellas) puede depender de una serie de factores que pueden ser: El tipo de partículas del gas, el volumen del recipiente, de la temperatura, el nº de partículas del gas, de la presión exterior del recipiente, de la forma del mismo ... Actividad interactiva Factores que regulan la presión Como hemos visto, la PRESIÓN que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente, depende de  tres factores: Del nº de partículas de gas (cantidad de gas considerada). A más partículas más presión.  Delvolumen del recipiente. A mayor volumen, menor presión. De la temperatura del gas.  A mayor temperatura, mayor velocidad de las partículas del gas y por tanto mayor presión. Es decir: P = f ( V , t , nº de partículas) Si queremos comprobarlo experimentalmente, como la presión depende de tres variables, tendremos que planear experiencias en las que, manteniendo constantes dos de ellas,  variemos sólo una de ellas. Eso es lo que hicieron Boyle, Gay-Lussac y Charles 1ª Experiencia. Manteniendo constante la cantidad de gas (nº de partículas) y la temperatura  del gas, variaremos del volumen del gas y para cada volumen mediremos la presión : nº part=cte,  t = cte, P =f(V). Con ella llegaremos a la ley de BOYLE. 2ª Experiencia. Manteniendo constante la cantidad de gas (nº de partículas) y el Volumen del  recipiente, variaremos la temperatura en ºC del gas y, para cada temperatura mediremos la  presión: nº part=cte, V=cte, P=f(t). Con ella llegaremos a la ley de GAY-LUSSAC. 3ª Experiencia. Manteniendo constantes el volumen del recipiente y la temperatura del  gas, variaremos el nº de partículas del gas, y para cada valor mediremos la presión:  V=cte, t=cte, P=f(nº de partículas), con ella podremos completar la ecuación de estado  del gas IDEAL.   TEORÍA CINÉTICA  interactiva                                Escala absoluta Con nuestra 2ª experiencia, vamos a llegar a la ley de Gay-Lussac y a la escala absoluta de  temperaturas. Esta experiencia consta de 3 pasos: calentar el gas, enfriarlo y obtener el cero  absoluto de temperaturas. Recordemos que se trata de ver cómo varía la presión del gas al ir  variando la temperatura, manteniendo constante el volumen del recipiente. Para ello,  introduciremos la misma cantidad de gas en un recipiente cerrado (sin émbolo) e iremos  calentándolo con un mechero de gas o con una resistencia eléctrica y, midiendo la presión del  gas para distintas temperaturas. Al aumentar la temperatura en ºC,  la presión del gas irá aumentando hasta que sea tan grande que las paredes del recipiente  no soporten la presión del gas y estalle. En esta experiencia la presión del gas parece depender linealmente de la temperatura en ºC. Actividad interactiva En esta 2ª Experiencia, al disminuir latemperatura del gas refrigerándolo, vemos que disminuye  progresivamente la presióndel mismo, ya que, a menor temperatura las partículas del gas se  mueven cada vez más lentamente. Si continuamos disminuyendo la temperatura, la presión también irá disminuyendo, pero el problema reside en que muy bajas temperaturas como  -100 o -200ºC son difíciles de conseguir. En nuestra experiencia, la temperatura más baja será  -200ºC. En esta experiencia la presión del gas parece depender linealmente de la temperatura en ºC. Si dibujamos esta línea recta, cortará en algún punto al eje de las x (en nuestro caso  temperatura en ºC) Actividad interactiva En esta 2ª Experiencia, temperaturas bajísimas de -250ºC o menores no se pueden conseguir.  Pero como nuestra relación entre la temperatura en ºC y la presión es una relación lineal, podemos  prolongar la recta de la gráfica hasta que corte al eje de las x, que en este caso es el eje en el  que hemos puesto la temperatura en ºC. Este punto resulta ser -273ºC, que será la temperatura  a la cual las partículas del gas estarán en reposo. Esta temperatura, llamada cero grados absolutos  de temperatura, no se puede alcanzar en ningún caso (por un principio de la Termodinámica),  podremos aproximarnos a ella pero NO alcanzarla. Si establecemos el origen de coordenadas en esa temperatura de -273ºC y la llamamos 0 grados  absolutos o 0 Kelvin, nuestra nueva escala de temperaturas la llamaremosescala absoluta de  temperaturas, y los valores los obtendremos sumando a la temperatura en ºC el valor de 273. T (K) = t (ºC) + 273 En 1967 se adoptó la temperatura del punto triple del agua como único punto fijo para la definición de la escala absoluta de temperaturas y la separación centígrada de la escala Celsius. El nivel cero quedaba a -273,15 K del punto triple y se definía como el cero absoluto o 0 K. Esta escala sustituyó a la escala centígrada o Celsius al definir el cero como el punto más bajo posible e inalcanzable en la práctica. A la temperatura del cero absoluto no hay movimiento y desde él no se puede sacar calor. En ese estado  todo el movimiento atómico y molecular se detiene, es la temperatura más baja posible. Todos los objetos  tienen una temperatura más alta que el cero absoluto y por lo tanto emiten energía térmica o calor. El  espacio interestelar casi vacío tiene temperatura ligeramente superior al 0 K. En este esquema comparativo puedes ver las escalas  más Conversión de valores de temperaturas La escala Celsius y la escala Kelvin tiene una  transformación muy sencilla:grados K=273.15 + grados C En la transformación de grados centígrados a grados  Fahrenheit debes tener en cuenta que cada grado  centígrado vale 1,8 ºF ( 0 - 100 en la escala centígrada equivale a 32 - 210 en la escala Fahrenheit).  Por lo tanto debes multiplicar los grados centígrados  por 1,8 que equivale a 9/5 . Como el cero Celsisus corresponde al 32 Fahrenheit debes sumar  32:gradosF=(9/5)*gradosC+32gradosC=(5/9)*( grados F-32) Para la transformación inversa se despeja y queda: Programa aplicación con él puedes realizar conversiones de grados F a Celsius. lCalor y temperatura Calor y temperatura.Laboratorio Escalas termométricas TERMOMETRO Calor y energía molecular Ley de Gay-Lussac Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la  temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto  aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el  recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la  presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1  al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces  la presión cambiará a P2, y se cumplirá: que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac. Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta.  Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin. Ejemplo: Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión  sea 760 mmHg? Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: 970 mmHg 760 mmHg ------------ = ------------ 298 K T2 Si despejas T2 obtendrás que la nueva temperatura deberá ser 233.5 K o lo que es lo  mismo -39.5 °C. LEY DE GAY-LUSSAC Cuando un gas experimenta una transformación a volumen constante, el cociente entre  la presión y la temperatura absoluta, permanece constante, es decir: V = cte ; P/T = cte // P1/T1 = P2/T2 Por ejemplo: En un recipiente de 5 L se introduce gas oxígeno a la presión de 4 Atm y se observa que su  temperatura es 27ºC. ¿Cuál será su presión sí la temperatura pasa a ser de 127º C sin que varíe el volumen? Planteamiento. V1 = 5L P1 = 4 Atm T1 = 27ºC --> 300 ºK (27 + 273 = 300) P2= ? T2= 127ºC --> 400ºK Problema. 4/300 = P2/400 4x400 = 300xP2 P2= 4x400/300 P2= 16/3 P2= 5,3 Atm Teoría Ejercicios Gay-Lussac Ejercicios Actividades resueltas Fábrica de gases __________________________________________________________________________________ Ley de Boyle Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la  misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta  es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre  de Ley de Boyle y Mariotte. La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es  constante.Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas  tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos  veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será  menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas  es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta  la presión.Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura  permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene  el mismo valor. Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es: (el producto de la presión por el volumen es constante) Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una  presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un  nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: que es otra manera de expresar la ley de Boyle. En primer lugar, vamos a comprobar la dependencia de la PRESIÓN del gas con el VOLUMEN  del recipiente que ocupa,manteniendo constante la temperatura, es decir P=f(V) a t=constante,  que en nuestra experiencia concreta será a 20ºC. Para ello iremos variando el volumen del  recipiente (con émbolo) y, midiendo la presión del gas con un manómetro. Para que se mantenga  latemperatura constante, tendremos que ceder energía al gas en forma de calor, al expansionar  el gas y, absorber energía del gas en forma de calor al comprimirlo. La experiencia realizada a temperatura constante parece  indicarnos que la relación entre la Presión y el Volumen es inversamente proporcional. Actividad interactiva Que la relación sea inversamente proporcional, significa que al hacer el volumen el doble, la presión  se hace la mitad, que al hacer el volumen el triple, la presión se hace la tercera parte...Esto en  matemáticas se expresa con la función y = k/x (o lo que es lo mismo y.x=K) que, en nuestro caso  será P=k/V (o lo que es lo mismo P.V=k). Nos conviene pues, calcular los valores de P.V y ver  si se obtiene siempre el mismo valor. Si esto ocurre, la relación será inversamente proporcional. Los valores obtenidos en la anterior experiencia se observan en esta tabla Ley de Boyle P.V =constante Actividad interactiva gráficas Como hemos visto en la anterior experiencia simulada, manteniendo constantes el nº de  partículas del gas y la temperatura, la presión P depende inversamente de V, es decir: Si el volumen  se hace el doble, la presión se hace la mitad, si se hace el triple, la presión se hace la tercera  parte... Esto se expresa, como Ley de Boyle. En general será: "A temperatura constante, para una determinada cantidad de gas,  el producto presión por volumen permanece constante". La ley de Boyle, también podemos expresarla así: En nuestra experiencia concreta, la constante resulta ser 4,0 , por lo que la ley de Boyle en  este caso concreto será : P.V = 4,0 . A otra temperatura la constante tendrá otro valor. Observar la gráfica correspondiente a esta ley para  el caso P.V =5.4. Con las leyes podemos hacer predicciones. Actividad interactiva Teoría interactiva -Tema 3                  Mezclas y sustancias Cuando dos o más sustancias puras se mezclan y no se  combinan químicamente, aparece una  mezcla. Una mezcla puede ser  separada  en sus componentes (sustancias) simplemente por  métodos físicos. Estas pueden ser clasificadas en homogéneas y heterogéneas. a) Mezclas heterogéneas: no son  uniformes;  en algunos casos, puede observarse la  discontinuidad a  simple  vista (sal y carbón, por ejemplo); en otros casos, debe usarse una mayor resolución  para observar la discontinuidad. El límite a  partir  del cual se distinguen los sistemas heterogéneos de los sistemas homogéneos  lo  constituye precisamente el ultramicroscopio. Separación mezclas heterogeneas INTERACTIVAS b) Mezclas homogéneas: son totalmente uniformes  (no presentan discontinuidades  al ultramicroscopio) y presentan iguales propiedades y  composición  en todo el sistema, algunos ejemplos  son la salmuera, el aire.  Estas mezclas homogéneas se denominan soluciones. Los diferentes sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo se denominan fases. Existen gran número de métodos para  separar  los  componentes que forman una mezcla; en realidad, cada mezcla implicará el uso  de uno o más métodos particulares para su separación en los componentes individuales.  Describiremos  brevemente  solo  algunos   de  estos métodos: a) filtración: permite separar sólidos suspendidos  en  un  líquido. Implica el pasaje de todo el líquido  a través de un filtro, una placa de vidrio, et b) destilación: permite la separación  de  sustancias de diferente punto de ebullición. Consiste en  procesos de evaporación - condensación en los cuales se va enriqueciendo la  en el componente más volátil. c) disolución: permite separar un sólido soluble en algún líquido de otro que no lo es. Una extensión más  sofisticada de los últimos dos  métodos,  lo constituye la cromatografía. d) reparto: separa sustancias de diferente solubilidad en otra fase. Consiste en fase vapor adicionar otra fase al sistema en la cual se disuelva en gran proporción alguna sustancia del sistema original. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias dispersadas como moléculas, átomos o iones, en vez de permanecer como  agregados de regular tamaño. Existen soluciones donde las  sustancias que se mezclan tienen distintos estados de agregación; así hay  soluciones de gas en gas (en realidad, todas las mezclas de gases son  soluciones), de gas en  íquido, de líquido en líquido, de sólido en líquido, de sólido en sólido (aleaciones), etc (Tabla VI.1). Una de las sustancias que forman la solución se denomina disolvente; suele ser el componente que se encuentra en mayor cantidad. La otra u otras sustancias en la solución se conocen como solutos. Estado de la solución Estado del disolvente Estado del soluto Ejemplo Gaseoso Gaseoso Gaseoso Aire Líquido Líquido Gaseoso Oxígeno en agua Líquido Líquido Líquido Alcohol en agua Líquido Líquido Sólido Sal en agua Sólido Sólido Gaseoso Hidrógeno en Platino Sólido Sólido Líquido Mercurio en Plata Sólido Sólido Sólido Plata en Oro Tabla VI.1: Clasificación de soluciones. El solvente o disolvente es el componente considerado como  la sustancia que  disuelve al otro componente o soluto. Esta distinción, aunque arbitraria, es bastante útil.  Cuando ambos son líquidos, y uno de ellos es mucho más abundante que el otro, se le llama disolvente al más abundante: en el vinagre, el agua es el  disolvente y el ácido acético, el soluto; en un ácido acético ligeramente contaminado con agua, la situación es inversa.  Pero en  ocasiones, la denominación de soluto y solvente se realiza simplemente  adjudicando el primer nombre a aquella sustancia que nos interesa más desde el punto de vista químico; así, en las soluciones concentradas de ácido sulfúrico (tienen 98 g de ácido por cada 2 g de agua) se llama convencionalmente soluto al ácido sulfúrico. De acuerdo a la cantidad de soluto disuelto en cierta cantidad de solvente, las soluciones pueden denominarse: a) Diluida: es aquella que contiene solamente una  pequeña  cantidad de soluto (o solutos) en relación a  la cantidad de disolvente. b) Concentrada: es aquella que contiene una gran proporción de soluto. Estos términos son tan  imprecisos como las palabras  "grande"  o "pequeño", en realidad, estos términos serán usados de  acuerdo a la máxima cantidad de soluto que puede disolverse -en esas condiciones- en esa cantidad  de solvente (que obviamente cambia de acuerdo a  las sustancias consideradas). c) Saturada: precisamente, aquellas soluciones que contienen la  máxima cantidad de soluto posible disuelta en  cierta cantidad de solvente, se denominan saturadas. La concentración de  soluto  en  esas soluciones se denomina  solubilidad; esta cantidad varía, en general, con la temperatura. d) Sobresaturada: en ocasiones, un solvente disuelve mayor  cantidad de soluto que la que es posible a esa  temperatura (mayor que la  solubilidad); ese tipo de soluciones se  denomina  sobresaturada.  Una solución  de este tipo no representa una situación estable  y  finalmente deriva en la solución saturada correspondiente  y un exceso  de soluto sin disolver.       Más adelante, volveremos sobre el tema de la solubilidad, pero previamente debemos analizar  un modo de especificar  las  cantidades de cada sustancia presentes dentro del sistema.    MEDIDAS DE  CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES      La concentración de una solución puede expresarse en forma cualitativa (utilizando los términos diluida o  concentrada) o especificar en forma cuantitativa (determinando que cantidad de soluto tiene disuelto y en  que cantidad de  solvente), es decir conocer las cantidades relativas de los diversos componentes.      La composición  se  expresa de diferentes formas: podemos indicar la cantidad de una de las sustancias (soluto ) respecto de la otra (solvente) o indicar la cantidad de una sustancia  (soluto o solvente) respecto del sistema total  (solución). Supongamos que tenemos una solución de dos  componentes:  A (disolvente)  y  B  (soluto).  Adoptamos  la  siguiente notación: mA   ,   mB   =  masa ( “peso” ) en gramos de A o B en solución nA    ,   nB    =  número de moles de A o B VA   ,   VB   =  volumen de A o B puros en litros. V    =  volumen total de la solución en litros. Las más importantes medidas  de  composición  para  soluciones líquidas son las siguientes: IV.- 1.- Unidades físicas a)       Porcentaje en peso: % P/P En realidad deberíamos expresarlo como "porcentaje en masa"  de soluto.  Corresponde a los g de soluto  disueltos en 100 g de la solución.        Ejemplo: Si tenemos una solución que contiene 40 g de agua (A) y 10 g de sacarosa (B), ¿cuál es el  porcentaje en peso de sacarosa? Esta es una de las medidas más simples y útiles; lo único  que  se necesita saber acerca de los componentes son  sus masas, que se determinan experimentalmente, y cuya suma es siempre igual a la masa de la solución. b)      Porcentaje peso en volumen: %P/V Corresponde a los g de soluto disueltos en 100 ml de la solución. La operación realizada puede reducirse  a la siguiente fórmula: donde m es la masa en g y V es el volumen en ml. Es obvio que será preferible esta unidad  al  %P/P  cuando   se trate de soluciones  donde  el  solvente  sea  líquido  o,  incluso, gaseoso.      Ejemplo: 5 g de un soluto se disuelven en agua  suficiente  como para completar 150 ml de solución. Calcule el %P/V. 150 ml de solución  ...............  5 g de soluto 100 ml de solución  ...............  x = 3,33 g. de soluto La solución es 3,33 %P/V      Se debe notar que el volumen que se debe utilizar no es el del disolvente, sino el de la solución. El % P/P puede convertirse en %P/V (y viceversa) si se  conoce una propiedad de la solución como es la  densidad. Esta propiedad nos permitirá el pasaje de volumen a masa de solución (y viceversa).  El lector  deberá comprobar que la densidad de la  solución  no  es  una expresión adecuada de la concentración  de la solución ya que no indica las cantidades relativas de cada componente de la misma. c)       Porcentaje volumen en volumen: %V/V      Corresponde a los ml de soluto disueltos en 100 ml de la solución. Se expresa normalmente como % V/V.  Esta  unidad de concentración es frecuentemente usada cuando soluto  y  solución son líquidos o gases. Otras unidades de este tipo que suelen usarse son: g/litro (que implica los gramos de soluto  disueltos en un litro de solución) y ppm (partes  por  millón; referidos a mg de soluto en  1 kg de solución o ml de soluto en 1 litro de solución). IV.- 2.- Unidades químicas: Las unidades de concentración usadas hasta ahora no involucran ningún concepto químico  (como el mol ); por esa  razón se denominan unidades de concentración físicas. Las unidades que  describiremos a continuación implican conceptos químicos y, por tanto, se denominan  unidades  de  concentración químicas. a)       Fracción molar: X  Es la relación del  número de moles de soluto al número total de moles.      Debido a que la cantidad definida arriba es esencialmente  una fracción, sus valores deberán  estar acotados por 0 y 1. Obviamente, los valores extremos implicarán componentes puros y no  soluciones. Por otra parte, también  es posible definir las fracciones molares  para  las  otras   sustancias presentes en la solución, en particular, para el solvente.  La suma de las fracciones  molares de todos los componentes de la  solución deberá ser igual a 1, es decir X(soluto)  + X(solvente) = 1.      Ejemplo: Si tenemos 3,42 g de sacarosa (C12H22O11, 342 g/mol)  disueltos  en 18,0 g de agua  (18,0 g/mol), ¿cuáles son las  fracciones molares de cada uno?      A partir de los pesos moleculares y de las masas es  posible encontrar que la solución contiene  0,0100 mol de sacarosa y 1,00  mol de agua. Entonces:       El porcentaje molar es 100 veces la fracción molar;  la  solución del ejercicio anterior es  0.99 mol % en sacarosa y 99 mol %  en agua. b)       Molaridad: M Es el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. Matemáticamente:        Ejemplo: Se disuelven 0,0100 moles de sacarosa en agua y se añade más agua para llevar el  volumen de la solución a 100 ml  =  0,100 litro. Calcule la molaridad.                 Nótese que no se usaron 100 ml de agua. Se usó la cantidad necesaria para llevar el volumen de  la solución a 100 ml.       Conociendo la molaridad de una solución es posible medir  un determinado volumen de ella y  calcular el número de moles de soluto en dicho volumen. Esta ventaja no impide que exista la  desventaja (que no se presenta en la molalidad o en la fracción  molar)  de que la molaridad cambia  al variar la temperatura debido a la expansión  o contracción del volumen de la solución. Autoevaluación 1: Una solución de H2SO4 tiene disueltos 4,14 g de ácido en 134,86 g H2O y tiene una densidad de 1,14 g/ml. Calcular el % P/P, M y X de ácido. Rtas: a)2,98 %P/P,  3,39 %P/V,   0,35 M,  0,315 m,  X=0,0056 b) 3,07 %P/P,   3,50 %P/V,   0,31 M,  0,00031m,  X=0,994 c)  0,029 %P/P,  0,034 %P/V,   29,78 M,  30,89m Ver resultado PREPARACIÓN DE SOLUCIONES   Puede ocurrir que no se disponga del soluto que necesitamos para realizar la solución, pero sí  contemos en el laboratorio con una solución ya  preparada del mismo soluto cuya concentración  conozcamos. A partir de ella o mezcla de distintas soluciones podemos obtener la solución que  necesitamos. Dilución: Llamamos así a la  obtención de una solución de menor concentración a partir de  una solución de mayor concentración por agregado de solvente. La cantidad de cada soluto se mantiene (es decir, es la que contiene la solución original) pero cambia  el volumen en el cual está contenido por lo cual su concentración desciende (este proceso se denomina  dsoilución ya que la solución final  es  más diluida que la original). Ejemplo 1: ¿Cuál será la concentración final de una solución que se obtiene mezclando 400 ml de  solución de HCl 0,25 M con 300 ml de agua? Es claro que la molaridad final debe dar menor a 0,25 M. La resolución  del  ejercicio  implica  determinar  la  cantidad  de  soluto presente: 1000 ml de solución  ......... 0,25 moles de HCl 400 ml de solución  ......... x = 0,10 moles de HCl Estos 0,10 moles estarán en la solución final ( ya que el agua no aporta soluto) pero en un volumen  final de 700 ml, en consecuencia: 700 ml de solución  ......... 0,10 moles de HCl 1000 ml de solución  ......... x = 0,14 moles de HCl Þ 0,14 M       Los problemas pueden complicarse en la  medida que aparezcan más unidades de concentración.  Lo veremos en el siguiente ejercicio: Ejemplo 2: ¿Qué volumen de solución de HCl 35 % p/p y densidad 1,08 g/ml es necesario para preparar  100 ml de solución 2 M? Para resolver este ejercicio, es necesario comprender que se trata de tomar un cierto volumen  de una solución concentrada  (en  nuestro caso: 35 % p/p y densidad 1,08 g/ml ) y diluirla ( mediante  el agregado de agua) hasta que su concentración sea 2 M. Debe observarse  que la cantidad de soluto  presente en la última  solución  (que  podemos calcular fácilmente) debe estar presente en el volumen  tomado de  la primera solución (que en definitiva es nuestra incógnita).  Comencemos por calcular la  cantidad de moles en la solución final: 1000 ml de solución final  ........ 2 moles de HCl       100 ml de solución final  ......….  x = 0,2 moles de HCl Estos 0,2 moles deben provenir de la solución inicial;  para  averiguar qué volumen de la misma  los  contiene,  previamente  deberemos convertirlos a masa ya que la unidad de concentración de la solución original (% p/p) se refiere precisamente a masa de  soluto  presente en cierta masa de solución. A partir de la molécula-gramo  del  HCl, podemos calcular que 0,2 moles son 7,3 g de HCl. Aplicamos ahora  la definición de % p/p: 35 g de HCl ......... 100 g de solución inicial 7,3 g de HCl ....... x = 20,9 g de solución inicial Por medio de la densidad calcularemos el volumen  que  implica  esta masa de solución: V =  m / d = 20,9 g / 1,18 g/ml = 17,7 ml             Mezcla de soluciones: En estos casos se utilizan soluciones ya preparadas en las proporciones  convenientes para obtener la solución que nosotros necesitamos. Pueden ocurrir varias situaciones: a)       Mezclar dos o más soluciones con el mismo soluto pero de diferentes concentraciones. b)       Las soluciones mezcladas tienen solutos distintos y que no reaccionan entre sí. c)       Las soluciones mezcladas tienen solutos capaces de reaccionar químicamente entre ellos. a)  En ese  caso, se obtendrá una solución resultante que tiene una concentración  intermedia a todas las  mezcladas. Ejemplo: ¿Cuál será la concentración de una solución resultante de mezclar 200 ml de solución de NaOH 0,3 M  y 250 ml de solución  de NaOH 0,4 M? Antes de resolver el ejercicio debe quedar claro para el lector  que la concentración molar de la solución final  no puede ser menor a 0,3 M ni mayor a 0,4 M . Para resolver este problema debemos averiguar la cantidad  de soluto que aporta cada solución; esto podemos hacerlo recordando la definición de molaridad: una  solución 0,3 M  implicará la presencia de 0,3 moles de soluto (NaOH) en 1000 ml de solución. 1000 ml de solución ........ 0,3 moles de NaOH 200 ml de solución ........ x = 0,06 moles de NaOH 1000 ml de solución ........ 0,4 moles de NaOH 250 ml de solución ........ x = 0,1 moles de NaOH Al mezclar ambas soluciones, tendremos 0,16 (0,1 + 0,06) moles de NaOH contenidos en un volumen total de  450 ml (200 + 250). Así: 450 ml de solución ......................... 0,16 moles de NaOH 1000 ml de solución ........ x = 0,36 moles de NaOH Þ 0,36 M Es importante que el lector verifique que la molaridad final es  intermedia a los valores originales y que, además, se asemeja más al valor de concentración de la solución de la  cual  se  agregó  mayor volumen. b) En este caso varía la cantidad final de soluto y el volumen de la solución final obteniéndose una  solución cuya concentración es intermedia respecto a los valores originales.             Ejemplo: ¿Cuál será la concentración final de una solución que se obtiene mezclando 400 ml de  solución de HCl 0,25M con 300 ml de una solución 0,1M de HNO3? 1000 ml de solución ........... 0,25 moles de HCl 400 ml de solución ............. x = 0,1 mol de HCl 1000 ml de solución ............ 0,1 mol de HNO3 300 ml de solución............... x = 0,03 mol de HNO3 Ahora tenemos un volumen final de solución de 700 ml  y una concentración molar de soluto de 0,13 moles; por lo tanto 700 ml de solución ..............0,13 moles de ácido 1000 ml de solución ........... x = 0,185 moles  Þ 0,185 M c) En este caso el problema es esencialmente estequiométrico; sólo será necesario utilizar conceptos de  soluciones para calcular la cantidad de soluto que aporta cada solución. El resto deberá resolverse tal cual se  ha realizado en el capítulo de estequiometría. Ejemplo: Se mezclan 50 ml de una solución 3 M de HCl  con 100 ml de una solución 4 M de NaOH.  ¿Cuál será la concentración de la solución resultante? Como los solutos de estas soluciones reaccionan entre sí, la solución resultante será de NaCl según la siguiente reacción: HCl   +    NaOH    →    NaCl  +  H2O De la solución de podemos obtener: 1000 ml ....................  3 moles de HCl                50 ml     ....................  x =  0,15 moles de HCl De la solución NaOH: 1000 ml .................. 4 moles de NaOH 100  ml  .................. x = 0,4 moles de NaOH 1 mol de HCl  ....................  1 mol de NaOH 0,15 moles de HCl..............  x = 0,15 moles de NaOH Los 0,4 – 0,15 =  0,25 de NaOH restantes quedarán como un exceso en la solución. Ahora bien tenemos una solución de NaCl formada cuya concentración se calcula de la siguiente  manera: Se formarán 0,15 moles de NaCl y el volumen final de la solución será de 150 ml Autoevaluación 2: 1) Calcular el volumen de solución 5 M de  H2SO4 necesarios para preparar 250 ml de solución 0,5 M de H2SO4 Rta: a)2500ml b)25 ml 2) Calcular la molaridad resultante cuando 50 ml de solución de NaOH 2,3 M se mezclan con 60 ml de una solución de NaOH 1,2 M. Rta: a)1,7 M b)2,31 M 3) Calcular la molaridad de una solución resultante de mezclar 125 ml de una solución de H2SO4 3 M con 220 ml de una solución de NaOH 5M. Rta: a)      1,09 M b)      4,28 M Ver resultado  SOLUBILIDAD Y ESTRUCTURA MOLECULAR      Se forma una solución cuando una sustancia se dispersa uniformemente en otra. Para que ello ocurra  deben existir fuerzas de atracción entre el soluto y el disolvente comparables en  magnitud a las  existentes entre las partículas de soluto o entre las partículas de disolvente.      Cuando un sólido o un líquido se disuelven en un líquido,  las moléculas de cada tipo deben perder  algunas de sus vecinas del mismo tipo, cambiándolas por moléculas del otro tipo. Mientras  mayor sea  la fuerza de atracción entre las moléculas desiguales, mayor será la solubilidad. Sin embargo,  mientras más  intensas  sean  las  fuerzas entre las moléculas del soluto entre sí y las del solvente  entre sí, menor será su solubilidad. En definitiva, las  intensas  fuerzas  de atracción entre las  moléculas del disolvente y/o del soluto  inhibirán la solubilidad, a menos que las moléculas de  ambos  componentes entre sí ejerzan  una atracción comparable.      Existe una máxima que, aunque ambigua, ha sido muy  usada por los químicos desde hace  mucho tiempo: "LO SEMEJANTE DISUELVE LO SEMEJANTE¨ es decir moléculas desiguales (soluto y solvente) con fuerzas de atracción similares se disolverán, en cambio moléculas desiguales con fuerzas de atracción diferente no se disolverán. : Disolución de sal en agua     Por ejemplo, la sustancia iónica NaCl se disolverá fácilmente en agua debido a la interacción entre los iones Cl- , Na+, y las moléculas polares de agua H2O. Cuando el NaCl se añade al H2O las moléculas de agua se orientan sobre la superficie de los cristales de cloruro de sodio. El extremo positivo del dipolo de agua se orienta hacia los iones Cl-, y el extremo negativo del dipolo se orienta hacia los iones Na+. Las atracciones ión dipolo entre los iones Na+ y Cl- y las moléculas de agua tienen la suficiente fuerza como para sacar estos iones de sus posiciones dentro del cristal (Figura VI.2). Un razonamiento similar nos llevará a deducir por qué los líquidos polares como el H2O no forman soluciones con los líquidos no polares como el CCl4. Las moléculas de agua forman fuertes interacciones puente de Hidrógeno entre sí, estas fuerzas de atracción necesitan ser superadas, y el CCl4 solo presenta fuerzas de London entre sus moléculas. Como podemos ver en la figura, hay una pequeña disolución pero no se puede considerar como una solución verdadera. Entre los ejemplos de las moléculas muy solubles en agua  están  los siguientes: También las especies con uniones iónicas se disuelven en gran proporción en agua debido a que las interacciones ión-dipolo son suficientemente importantes como para compensar las pérdidas de  las estructuras de soluto y agua. En cambio, las sustancias con  moléculas no polares se disuelven muy poco en agua (Figura VI.3) dado que la interacción dipolo-dipolo inducido que habría entre soluto y solvente no compensa la pérdida de la interacción por puente de hidrógeno presente en el agua (tenga presente que en este caso las moléculas de soluto  se atraen entre sí de una manera muy pobre, de modo que solo deben considerarse las interacciones soluto-solvente respecto de las  solvente-solvente).    Factores que afectan la solubilidad   Como hemos indicado previamente, se  llama  solubilidad a la cantidad máxima de soluto que es posible disolver en cierta cantidad de solvente a cierta temperatura. La solubilidad puede expresarse en cualquiera de las unidades de concentración vistas previamente. Trataremos de discutir ahora porque se satura una solución,  es decir, porque existe una cantidad máxima que  puede  disolverse  en  cierto solvente. Para ello, considere un gas que se disuelve en un líquido (Figura VI.4), estando el sistema gas-líquido totalmente confinado en un recipiente. Las moléculas de gas se mueven  en  todas  direcciones. Las moléculas gaseosas chocan frecuentemente con la  superficie del líquido; pueden simplemente rebotar, pero hay también alguna  probabilidad de que la molécula gaseosa sea capturada y se difunda en  el seno del líquido. Por otra parte, una molécula del gas  retenido  en el  líquido puede llegar a la superficie de éste con  suficiente energía cinética para escapar y volver a ser parte de la fase  gaseosa. A una temperatura fija (y por lo tanto, a una  energía  cinética fija), la velocidad a la cual las moléculas de gas entran al  líquido, depende del número de colisiones con la superficie de  éste,  y, por lo tanto, de la presión del gas; la velocidad a la cual las moléculas de gas abandonan el líquido depende del número de las que ya están disueltas. Cuando la velocidad de escape del gas es igual a la disolución, la composición de la solución permanece constante; ya no se disuelve más gas. Decimos, entonces, que  se  ha  establecido  un equilibrio. Los procesos de captura y  escape  están  ocurriendo todavía, pero las velocidades son iguales y no hay ya ningún cambio en la composición de la solución. Se dice entonces, que la solución está saturada. El concepto de equilibrio en este caso es el mismo que se estudió con relación a  la  presión  de vapor de un líquido puro. Solubilidad de un gas en un líquido Si se aumenta la presión del gas, el número de colisiones con la superficie aumenta también y lo mismo sucede con la  velocidad  de  captura  de  las  moléculas de gas por parte del líquido. La cantidad de gas disuelto aumenta entonces hasta  que  la velocidad de escape vuelve a ser igual a la nueva velocidad de  captura. Por consiguiente, la solubilidad de un gas en un  líquido  aumenta  al aumentar la presión. Una bebida gaseosa ( en la cual se  ha burbujeado CO2 ) se mantiene a  presión  mayor  que  la  atmosférica; cuando se quita la tapa, la presión disminuye,  la  solubilidad  del  gas se reduce y se produce burbujeo. La solubilidad de un gas en un  líquido  aumenta  al aumentar la presión. Los aumentos de temperatura casi siempre disminuyen la solubilidad de los gases en los líquidos. Aunque la elevación de  temperatura causa colisiones más frecuentes de las moléculas gaseosas contra la superficie líquida, el principal efecto producido consiste en que una mayor proporción de las moléculas disueltas tiene la energía cinética necesaria para escapar del líquido.     Los aumentos de temperatura casi siempre disminuyen la solubilidad de los gases en los líquidos.       La tabla VI.2 muestra las solubilidades en agua de  los  gases  más comunes. 0 º C 25 ºC 50 ºC N2 0,00294 0,00175 0,00122 O2 0,00694 0,00393 0,00266 H2 0,000192 0,000154 0,000129 CO2 0,335 0,145 0,076 SO2 22,83 9,41 Tabla VI.2: Solubilidades de gases en agua [g de gas/100 g de H2O] y a 1 atm de presión total Nótese la alta solubilidad del SO2 ; éste es uno de  los  casos en que la disolución va acompañada de una reacción química, SO2  + H2O ¾¾¾¾® H2SO3   (ácido sulfuroso) Solubilidad de un sólido en un líquido   Los sólidos se disuelven en los líquidos por medio de un  proceso esencialmente igual al de la disolución de un gas,  excepto  en que no debemos visualizarlo como colisiones de moléculas  de  soluto con el disolvente, sino como una difusión del sólido, en la cual las moléculas de éste quedan rodeadas y, hasta cierto  punto,  unidas  a  las moléculas de disolvente. Cuando parte del soluto ha  entrado  en solución, algunas de sus moléculas serían recapturadas por el  sólido, y la velocidad de esta redeposición aumentará a medida  que  aumente la concentración de la solución. Si la cantidad de  soluto  es suficiente, la solución llegará a tener una composición en  la  cual  las velocidades de disolución y deposición serán  iguales.  En  este  punto, la solución está saturada. Cuando una solución está saturada, la velocidad de  disolución (moléculas que entran en solución por segundo) es igual a la velocidad de deposición (moléculas que salen de la solución por  segundo). Imagínese que se duplica el área superficial del sólido  (cortándolo en trozos más pequeños). La velocidad de disolución se  duplica;  la velocidad de deposición se duplica; las dos velocidades siguen siendo iguales y la solución todavía está saturada. Por  lo  tanto,  la solubilidad es independiente del área  superficial.  En  este  punto debemos establecer claramente la diferencia que existe entre solubilidad y velocidad de disolución. Un sólido finamente molido  se  disuelve más rápidamente que otro de gránulos voluminosos; la solución se satura más rápido, pero ello no significa que la  cantidad  total  que pueda disolverse sea mayor. Análogamente, la agitación  acelera  el proceso de disolución, pero una vez que la solución está saturada, la agitación no logrará disolver más soluto. Muchos pares de líquidos son completamente miscibles, esto es, se disuelven uno en el otro en todas proporciones. Entre los ejemplos podemos citar el agua y el  ácido acético, el agua y  el glicerol, el benceno y el tolueno. En tales casos, no existe el punto de saturación. Sin embargo, existen otros pares de  líquidos  que sólo son parcialmente miscibles; cada uno se disuelve en el otro hasta cierto grado, produciendo dos soluciones  saturadas.  Aún los líquidos calificados de"inmiscibles". Por ejemplo, agua y tetracloruro de carbono, generalmente tienen una solubilidad medible uno  en  el otro. Uno de los ejemplos más comunes de  inmiscibilidad  parcial  lo constituyen el agua y el éter  dietílico,  (C2H5)2O;  cuando  una mezcla de  estos dos líquidos se agita a 25  °C, se obtienen  dos  capas: 94,1% agua y 5,9% éter (en peso) en la parte inferior 1,3% agua  y 98,7% éter en la superior. La solubilidad de un sólido en un líquido puede variar con  la temperatura en cualquier dirección, como lo ilustra la siguiente tabla VI.3. Tabla VI.3: [en g de soluto por 100g de H2O] Temperatura SOLUTO 20 40 60 80 Sacarosa C12H22O11 204 238 287 362 Carbonato de Litio ( Li2CO3 ) 1,33 1,17 1,01 0,85 El comportamiento típico corresponde al  de la sacarosa:  la solubilidad de un sólido en un líquido generalmente aumenta al  elevar la temperatura. La disolución de un sólido produce dos fenómenos: (a) Las  moléculas de soluto se separan, como sucede en la fusión ( e incluso en la evaporación ), lo que requiere un suministro  de  calor.  (b)  Las moléculas de soluto se asocian con moléculas de disolvente, con consiguiente desprendimiento de calor. Esta asociación entre las  moléculas de soluto y las de disolvente se llama solvatación  o, cuando el disolvente es agua, hidratación. Para la mayor parte de las soluciones de sólidos en líquidos, el efecto de "separación" es el que predomina. La variación de la solubilidad con la temperatura puede pronosticarse al conocer si la disolución desprende o absorbe calor (Figura VI.5). Cuando 1 mol de  Li2CO3  se disuelve en 220 moles de agua, se desprenden 3060 cal; cuando 1  mol de SO2 se disuelve en 2000 moles de agua, se desprenden 8554 cal. En ambos casos la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Sin embargo, cuando 1 mol de sacarosa se disuelve en una  gran  cantidad de agua, se absorben 1320 cal. En este caso, la solubilidad  aumenta al elevar la temperatura.  La regla general dice: si durante la disolución de un compuesto en otro se desprende  calor,  la  solubilidad  disminuye al aumentar la temperatura; si se absorbe calor, la  solubilidad aumenta con la temperatura. Ejemplo: Considérese las siguientes variaciones de entalpía  a 25 °C:.                                                                     HgCl2 ( s )  ¾¾®  HgCl2 ( g )                              DH =  +18,8 kcal HgCl2 ( g ) + H2O ¾¾®  HgCl2 ( ac )                 DH = -15,5 kcal donde ac implica que la especie está disuelta en agua. Decida si  la solubilidad del HgCl2 (s) en agua aumentará o disminuirá con la  temperatura.       Por la ley de Hess, podemos encontrar que el DH de  disolución del HgCl2  es 3,3 kcal/mol: HgCl2 (s) + H2O ¾¾¾¾®HgCl (ac)      DH = 3,3 kcal/mol Por ser DH > 0, el proceso es endotérmico. Por  lo  tanto, la solubilidad debe aumentar al elevarse la temperatura. Esta predicción se confirma experimentalmente: la  solubilidad  aumenta  en  un factor 7 al pasar de 20°C a 1000°C. Si DH > 0 podemos decir que la solubilidad de un sólido en un líquido aumenta con la temperatura (Figura VI.6 b)). Si DH< 0 podemos decir que la solubilidad de un sólido en un líquido disminuye con la temperatura (Figura VI.6 a)). En contraste con el efecto de la presión sobre los gases, las solubilidades de los sólidos son prácticamente independientes de las variaciones de presión, especialmente si los cambios son  moderados. La solubilidad del cloruro de sodio, NaCl en agua, sólo varía por un factor de 1,025 al aumentar la presión de 1 a 1000 atm.     Las solubilidades de los sólidos son prácticamente independientes de las variaciones de presión.  Soluciones sobresaturadas   Según hemos dicho previamente, existe un cierto tipo de soluciones, denominadas sobresaturadas, que contienen mayor cantidad  de soluto que el posible a esa temperatura. Esta situación suele producirse al enfriar bruscamente una solución saturada de una  sustancia cuya solubilidad aumenta con el aumento de temperatura. Es esperable que el sistema "pierda" el exceso de soluto disuelto,  sin  embargo, suele generarse en esas condiciones una solución sobresaturada (Figura VI. 7). Esta, frente a alguna perturbación como agitación o agregado de un pequeño cristal, finalmente dará una  solución  saturada  y soluto sólido. Las soluciones sobresaturadas son comunes, debido a que no  es fácil iniciar el crecimiento de un cristal.  El  cristal  embriónico debe formarse con diversas moléculas o iones, que tienen que  unirse con la configuración correcta y permanecer así el tiempo  suficiente para que se les depositen otras partículas. Este hecho no es imposible, pero sí es improbable, a menos que la sobresaturación  sea  muy elevada. Un cristal incipiente de sólo unas cuantas moléculas probablemente se desintegrará por causa de las colisiones, antes que pueda crecer por la adición de otras  moléculas.  Solamente cuando el cristal ha sobrepasado un tamaño crítico se asegura el crecimiento continuado. Este tamaño crítico puede no formarse o  requerir  mucho tiempo, y algunas soluciones sobresaturadas pueden persistir  en  su condición por tiempo indefinido -especialmente las que son viscosas- como las mieles de azúcares, en las cuales las moléculas no pueden recorrer fácilmente distancias largas. Es mucho más probable que la sobresaturación deje de existir por la deposición de  moléculas de soluto sobre una partícula de polvo, sobre las paredes del recipiente o sobre cualquier otro sólido presente. Obviamente, el mejor  núcleo de cristalización lo constituye un fragmento del propio soluto. Al introducir esta "semilla", los  cristales  suelen formarse muy rápidamente, hasta dejar una solución saturada. Las soluciones sobresaturadas de gases en líquidos también son muy comunes. Una burbuja, al igual que un cristal, tiene pocas  probabilidades de sobrevivir antes de haber crecido hasta cierto tamaño crítico. Es interesante observar que si se realiza un gráfico de solubilidad versus temperatura, todos los sistemas  que  estén  ubicados sobre la curva obtenida serán soluciones saturadas; todos los sistemas ubicados por debajo serán soluciones no saturadas  ( diluídas si están alejadas de la curva o concentradas si están muy  cercanas) mientras que los sistemas que estén ubicados por encima de la  curva representan, o una solución sobresaturada (sistema que no estará  en equilibrio) o bien un sistema con dos fases: una  solución  saturada (correspondiente a esa temperatura) y el exceso de soluto sin disolver. En la Figura VI.8 se observa una típica curva de solubilidad obtenida para una sustancia cuya solubilidad aumenta con la temperatura. Los puntos 1, 2 y 3 representan soluciones no saturada, saturada  y sobresaturada respectivamente. El punto 3, además, decantará finalmente en un sistema con dos fases: la solución saturada (2) y soluto sólido en exceso (diferencia entre los puntos 3 y 2): Ejemplo 1: Calculemos la masa de soluto precipitado que se  obtendrá cuando se enfríen 200 ml de solución saturada de CuSO4 a 100°C hasta 0°C si las solubilidades son respectivamente 700 y 150 g/l. La masa de CuSO4 disuelta en 200 ml de solución  saturada  a  100 °C puede calcularse como: 1000 ml  ........ 700 g de CuSO4 200 ml  ...……  x = 140 g de CuSO4 En cambio, a 0°C solo puede haber disueltos en 200 ml: 1000 ml  ........ 150 g de CuSO4 200 ml  ........   x = 30 g de CuSO4       La diferencia entre ambas cantidades será la cantidad de CuSO4 sólido que se obtendrá, es decir, 110 g. Recuerde que esta  será  la situación final aunque inicialmente los 110 g puedan quedar disueltos, aún a 0°C, formando una solución sobresaturada. Ejemplo 2: La solución saturada de KCl en agua a 80 ºC tiene una concentración 4,44 g/100 g de H2O. Al enfriar 150 g de una solución saturada desde 80 ºC hasta 60 ºC, la masa de sal precipitada es 3,28 g. Calcular la solubilidad de la sal a 60 ºC en gramos de sal/100 g de H2O. En 104,4  g de solución .....................  4,44 g de soluto a  80 ºC 150 g de solución    .....................   x = 6,38 g de soluto De los 150 g de solución, 6,38 g son de sal, el resto (143,62 g) son de H2O. Como a  60 ºC la masa de sal precipitada es 3,28 g, la cantidad de sal que queda en solución será: 6,38 g – 3,28 g = 3,10 g de sal La cantidad de agua que había inicialmente la tendremos al final, por lo tanto: 143,62 g de agua ..................... 3,10 g de sal 100 g de agua     .....................     x = 2,15 g de sal O sea, la solubilidad del KCl  a 60 ºC es de 2,15 g sal / 100 g de agua. Autoevaluación 3: a)      ¿Cuánto precipitará si 150 g de solución de Ba(NO3)2 se enfrían desde 60 ºC hasta 30 ºC? (Solubilidad a 60 ºC= 16,9 g/100 g de agua; solubilidad a 30 ºC= 12,6 g/100 g de agua). Rta: i)                    2,79 g precipitados ii)                  5,52 g precipitados b)      ¿Qué fases y en qué cantidad se encontrarán si se disuelven 3,6 moles de Ba(NO3)2 en 280 ml de agua a 30 ºC? Ver resultado Técnica física de separación de los componentes de una mezcla Técnica Propiedad  física en la que se basa Separación magnética Diferentes propiedades magnéticas de los componentes Sedimentación Diferencia de densidades Decantación Diferencia de densidades entre dos líquidos inmiscibles Centrifugación Igual que la sedimentación pero aumentando la velocidad a la que ocurre el proceso Filtración Diferencia en el tamaño de las partículas de la mezcla Evaporación a sequedad Diferencia en los puntos de ebullición de los componentes Cristalización Diferencia en la presión de vapor a temperatura ambiente Extracción Diferencia de solubilidad de los componentes en dos o mas disolventes inmiscibles entre sí Destilación Diferencia entre los puntos de ebullición de los componentes de la mezcla Cromatografía Diferente adherencia de los componentes de la mezcla en un sólido al mismo tiempo que en la diferencia de solubilidad de los componentes entre uno o más disolventes Cambios físico y químicos interactivos Aspecto Cambio físico Cambio químico propiedades Modificación pequeña y/o parcial de las propiedades Modificación profunda en las propiedades reversibles? Son siempre reversibles Por los general, son irreversibles Energía La energía puesta en juego en el cambio es pequeña Se produce una gran variación de energía. Sustancias puras y compuestos Los compuestos, al igual que las mezclas, están constituidos por dos o mas cuerpos diferentes, pero se diferencian de las mezclas en los siguientes extremos:     a) Los compuestos de las mezclas pueden separarse por métodos físicos pero los constituyentes de los compuestos, no.     b) Las mezclas tienen las propiedades de sus componentes, pero los compuestos poseen sus propiedades específicas correspondientes (No tienen relación con las propiedades específicas de los elementos que los forman).     c) Las mezclas pueden existir en cualquier proporción mientras que los compuestos se forman a partir de los elementos en una proporción determinada. (El hidrógeno y el oxígeno lo podemos mezclar en cualquier proporción, pero cuando se forma agua, una parte de hidrógeno reaacionan con 8 partes de oxígeno)     d) La formación o descomposición de un compuesto va siempre unida a un desprendimiento o absorción de energía considerable, mientras que para una mezcla el efecto energético es nulo o en todo caso, muy pequeño. El petroleo -Tema 4                                        El átomo. ¿Qué es la materia? Nuestro lugar en el universo ....................................................................................................Materia Densidad Materia , densidad ,masa Densidad, masa, volumen ¿Porqué flotan? Cambios estado .....................................................................................Los átomos Módelos atómicos historia Viaje al interior de la materia Construir átomos Construye átomos Construye átomos Constructor de átomos e iones Modelo cinético de la materia  Protones electrones Partículas de protones y electrones  Enlace iónico sustancias simples ,compuestas  Disoluciones  Sustancias simples o compuestas Test La materia Estructura de la materia Los átomos Cambio físicos y químicos Cambios materia Videos Átomo y vida Enlaces átomos y moleculas Historia del átomo Como son las moleculas Moléculas de agua átomo y propiedades El átomo El átomo   Atomos El átomo Enlaces entre átomos Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos. ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos. Distintos tipos de enlaces Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales. (pulsa en la figura sobre los nombres los tipos de enlaces y sustancias para ver sus características)                       Sólidos iónicos Estructura de la red cristalina de la sal común Los sólidos iónicos están formados por iones unidos por fuerzas eléctricas intensas (enlaces iónicos) entre iones contiguos con cargas opuestas (cationes y aniones). En estas sustancias no hay moléculas sencillas e individuales; en cambio, los iones permanecen en una ordenación repetitiva y regular formando una red continua. La sal común (NaCl), minerales como la fluorita (CaF2) o los óxidos de los metales son ejemplos de sustancias iónicas. En la sal común los iones Na+ (cationes) y los iones Cl- (aniones), unidos por fuerzas eléctricas debidas a su carga opuesta, forman una red tridimensional cúbica en la que cada ion Cl- está rodeado por seis iones Na+ y cada ion Na+ por seis iones Cl-. Debido a su estructura, los sólidos iónicos tienen las siguientespropiedades: 1. No son volátiles y tienen un punto de fusión alto (normalmente entre 600 °C y 2.000 °C). Para fundir el sólido deben romperse los enlaces iónicos, separando unos de otros los iones con cargas opuestas. Los iones adquieren energía cinética suficiente para que esto ocurra solamente a temperaturas elevadas. 2. Los sólidos iónicos no conducen la electricidad, puesto que los iones cargados tienen posiciones fijas. Sin embargo, llegan a ser buenos conductores cuando están fundidos o disueltos en agua. En ambos casos, fundidos o en disolución, los iones son libres para moverse a través del líquido y así pueden conducir una corriente eléctrica. 3. Muchos compuestos iónicos, pero no todos (p. ej., el NaCl pero no el CaCO3), son solubles en agua. Enlace iónico Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose eniones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y observa lo que ocurre: Actividad interactiva Sustancias moleculares Prácticamente todas las sustancias que son gases o líquidos a 25 ºC y a la presión normal son moleculares. Estas sustancias están constituidas por partículas discretas llamadas moléculas, que a su vez están formadas por dos o más átomos unidos por unas fuerzas muy intensas llamadas enlaces covalentes. En cambio las fuerzas entre las moléculas próximas son bastante débiles. Ejemplos de sustancias moleculares que son líquidos en condiciones normales tenemos el agua (H2O) o el alcohol (C2H6O2), y gases el nitrógeno del aire (N2) o el dióxido de carbono (CO2). Para fundir o hacer hervir una sustancia molecular, las moléculas deben liberarse unas de otras. La debilidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas que componen estas sustancias hace que se necesite poca energía para separarlas por lo que presentan bajos puntos de fusión y de ebullición. En cambio, en estas transformaciones los enlaces covalentes dentro de las moléculas permanecen intactos. Sólidos de red covalente Red cristalina del diamante: átomos de carbono unidos por enlaces covalentes. Los átomos que forman estas sustancias están unidos por una red continua de enlaces covalentes, formando lo que se denomina una red cristalina. Entre las sustancias que forman sólidos de red covalente se encuentran tanto elementos, por ejemplo el diamante (C), como compuestos, por ejemplo el cuarzo (SiO2). En el diamante los enlaces covalentes C -C se extienden a través del cristal formando una estructura tridimensional tetraédrica. En el cuarzo, cada átomo de silicio se une tetraédricamente a cuatro átomos de oxígeno. Cada átomo de oxígeno se une a dos silicios y así une tetraedros contiguos entre sí. Esta red de enlaces covalentes se extiende a través de todo el cristal. Los sólidos de red covalente presentan propiedadescaracterísticas: Son muy duros. Tienen elevado punto de fusión, con frecuencia alrededor de 1.000 °C o mayores. Esto es debido a que para fundir el sólido, deben romperse los fuertes enlaces covalentes entre sus átomos. Los sólidos de este tipo son notablemente diferentes de los sólidos moleculares, que tienen puntos de fusión mucho más bajos. Son insolubles en todos los disolventes comunes. Para que se disuelvan, tienen que romperse los enlaces covalentes de todo el sólido. Son malos conductores de la electricidad. En la mayoría de las sustancias de red covalente no hay electrones móviles que puedan transportar una corriente. Enlace covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. En la siguiente simulación interactiva están representados 2 átomos de cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y observa lo que ocurre: Actividad interactiva Sólidos metálicos Estructura de la red cristalina del cobre: los iones cobre (Cu2+) se hallan ordenados regularmente Sus unidades estructurales son electrones y cationes, que pueden tener cargas de +1, +2 o +3. Los cristales metálicos están formados por unconjunto ordenado de iones positivos, por ejemplo, Na+, Mg2+, Cu2+. Estos iones están anclados en su posición, como boyas en un "mar" móvil de electrones. Estos electrones no están sujetos a ningún ion positivo concreto, sino que pueden deambular a través del cristal. Esta estructura explica muchas de las propiedades características de los metales: 1. Conductividad eléctrica elevada. La presencia de un gran número de electrones móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de veces mayores que los no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero es demasiado caro para uso normal. El cobre, con una conductividad cercana a la de la plata, es el metal utilizado habitualmente para cables eléctricos. 2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia. 3. Ductilidad y maleabilidad. La mayoría de los metales son dúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) y maleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminas delgadas). En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse. 4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes. Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos. Enlace metálico Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. Actividad interactiva Test final Geometría molecular

..Tema  5 ..............................................El átomo

1. El átomo a través de la historia

Las primeras teorías atomistas (I)

¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar?

Los filósofos de la antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método científico.

De esta forma, se establecieron dos teorías:atomista y continuista, que se basaban en la existencia de partes indivisibles o en que siempre se podía seguir dividiendo.

Las primeras teorías atomistas (II)

En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre deátomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”.

Los atomistas pensaban que:

- Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.

- Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.

- Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.

Las primeras teorías atomistas (III)

Aristóteles rechazó la teoría atomista y estableció que la materia estaba formada por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, esta teoría se llamó continuista. Gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante más de 2000 años.

Los continuistas pensaban que:

- Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.

- Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen.

- Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos básicos: agua, aire, tierra y fuego. El quinto elemento.

ejercicios interactivos

Teoría atómica de Dalton

En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas de laboratorio.

La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:

- La materia está formada por átomos, que son partículas indivisibles e indestructibles.

- Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales en masa y propiedades y diferentes de los átomos de cualquier otro elemento.

- Los compuestos se forman por combinaciones de átomos de diferentes elementos

2. Estructura atómica

Fenómenos eléctricos Algunos fenómenos de electrización pusieron de manifiesto la naturaleza eléctrica de la materia. Para explicar estos fenómenos, los científicos idearon un modelo según el cual los fenómenos eléctricos son debidos a una propiedad de la materia llamada carga eléctrica. Las propiedades de los cuerpos eléctricos se deben a la existencia de dos tipos de cargas: positiva y negativa. Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen. En general, la materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. Si adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro.

El átomo es divisible

A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación:
- Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos.
- Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas.

Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los átomos. Si esto era cierto, la teoría de Dalton era errónea, ya que decía que los átomos eran indivisibles e inalterables.

Debido a que no podían verse los átomos, se realizaron experimentos con tubos de descargao tubos de rayos catódicos y así, de esta manera, se observaron algunos hechos que permitieron descubrir las partículas subatómicas del interior del átomo.

El descubrimiento del electrón

Es la primera partícula subatómica que se detecta.

El físico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases. Observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos.

Al estudiar las partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas electrones.

Los electrones tienen carga negativa.

El descubrimiento del protón

El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre derayos canales.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo.

Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.

Los protones tienen carga positiva.

El descubrimiento del neutrón

Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el interior de los átomos.

Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.

Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.

Los neutrones no tienen carga eléctrica.

PARTÍCULAS ELEMENTALES DEL ÁTOMO Partícula Símbolo Masa Carga Electrón e- 9,11·10-31 kg - 1,6·10-19 C Protón p+ 1,673·10-27 kg + 1,6·10-19 C Neutrón n 1,675·10-27 kg 0

3. Modelos atómicos

Modelo de Thomson (I)

Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomsonpropuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.

Este modelo del “pudin de pasas” de Thomson era bastante razonable y fue aceptado durante varios años, ya que explicaba varios fenómenos, por ejemplo los rayos catódicos y los canales:

Experimento de Rutherford

En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitió observar el siguiente comportamiento en las partículas lanzadas:

La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. Algunas se desviaron considerablemente. Unas pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión.

El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear.

Tamaño atómico

Distintas experiencias han permitido medir el tamaño de los átomos. Considerado como una esfera, el átomo tiene un radio de unos 10^-10 m y el núcleo tiene un radio de unos 10^-14 m. De aquí se puede deducir que el núcleo es unas 10000 veces más pequeño que el átomo.

Para hacernos una idea: si el átomo fuera del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo sería como un guisante colocado en su centro, y los electrones se encontrarían en las gradas girando alrededor del campo.

El núcleo es 10000 veces menor que elátomo.

Entre el núcleo y la corteza, hay espacio vacío, donde no hay absolutamente nada.

4. Identificación de átomos

Números Atómico y Másico

La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente.

El Número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Representa, aproximadamente, la masa del átomo medida en uma, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse

Iones

Un ion se representa mediante el símbolo del elemento del que procede, con un superíndice a la derecha, que indica la carga que posee mediante un número y el signo + o el signo -.

Los cationes han perdido electrones en el número que indica la carga positiva. Por ejemplo, +3 indicará que ese átomo ha perdido 3 electrones.

Los aniones han ganado electrones, en el número que indica la carga negativa. Por ejemplo, -2 indicará que ese átomo ha ganado 2 electrones.

5. Isótopos y Masa atómica

Isótopos Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo número de protones, pero pueden diferenciarse en el número de neutrones. Se llaman Isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de neutrones. Por tanto, presentan el mismo número atómico (Z) y diferente número másico (A). Los isótopos tienen masa diferente, ya que tienen distinto número de neutrones. Para nombrarlos se indica su nombre seguido de su número másico; por ejemplo, sodio-23 (Na-23), hidrógeno-3 (H-3), carbono-14 (C-14).

Masa atómica

La masa atómica de un elemento es la que corresponde al promedio de las masas de sus distintos isótopos según las abundancias relativas naturales de estos en dicho elemento. Hay que tener en cuenta las masas de los distintos isótopos y sus porcentajes en la naturaleza.

Ya que la unidad de masa del SI, el kg, es demasiado grande, se define la llamada unidad de masa atómica (uma) que es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-12 (1 uma = masa del carbono-12/12). Se divide la masa del C-12 (que tiene 6 protones y 6 neutrones) entre 12. Esta unidad sí es del tamaño de los átomos.

Lo que se hace es medir la masa de los átomos de todos los elementos en uma. Para ello, se compara la masa de cualquier elemento con la masa del carbono-12 dividida entre 12. Por ejemplo, la masa del oxígeno es 16 uma, lo que indica que su masa es 16 veces mayor que la del carbono-12 dividida entre 12.

Las masas atómicas de los elementos están calculadas y aparecen como datos en la Tabla Periódica.

Cálculo de la Masa Atómica

Como hemos visto, no todos los átomos de un elemento son exactamente iguales. La mayoría de los elementos presentan diferentes isótopos y esto hay que considerarlo para calcular la masa atómica.

La masa atómica de un elemento es la masa media ponderada de sus isótopos naturales. Por eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero. La media ponderada quiere decir que no todos los isótopos tienen el mismo porcentaje.

Veamos un ejemplo:

El cloro tiene dos isótopos: Cl-35 en un 75,5 % y Cl-37 en un 24,5 %. Por tanto, la masa atómica media será:

M.a.= 35 uma · 75,5/100 + 37 uma · 24,5/100 = 35,49 uma. Esta masa atómica es la que aparecerá en la tabla periódica para el cloro

Radiactividad

La radiactividad es un fenómeno en el cual, los núcleos de átomos que no son estables (suelen ser aquellos que tienen un número de neutrones muy superior al de protones), emiten partículas y radiaciones de forma espontánea hasta que consiguen estabilizarse. Esto hace que los núcleos de un elemento se transformen en núcleos de otro elemento diferente. Estos núcleos de isótopos radiactivos se denominanradioisótopos.

Las partículas y radiaciones que pueden ser emitidas son:

- Partículas alfa (α): Formadas por 2 protones y 2 neutrones (núcleos de helio). Su carga es positiva y son emitidas a gran velocidad. Tienen poco poder de penetración.

- Partículas beta (β): Son electrones que se desplazan a gran velocidad. Tienen mayor poder de penetración que las partículas alfa.

- Rayos gamma (γ): Son radiaciones de alta energía, que se propagan a la velocidad de la luz. Son muy penetrantes, sólo son detenidos por gruesas capas de plomo u hormigón.


Fisión nuclear

La fisión nuclear consiste en la rotura de núcleos de átomos "grandes" mediante bombardeo con neutrones, dando lugar a dos o más núcleos de átomos "pequeños" y algunas otras partículas. Además se libera gran cantidad de energía.

El proceso comienza al bombardear el núcleo grande con partículas como neutrones. (Los neutrones son buenos proyectiles ya que al no tener carga son menos rechazados por parte del núcleo). Además de núcleos de elementos con átomos más pequeños, se liberan otros neutrones que rompen otros núcleos grandes, en lo que se denomina una reacción en cadena.

La gran cantidad de energía que se libera se llama energía nuclear. Esta energía se aprovecha en las centrales nucleares para obtener energía eléctrica. También es la responsable del efecto destructivo de lasbombas atómicas y de los misiles nucleares.

Aplicaciones de los Radioisótopos

Los Radioisótopos son isótopos radiactivos de un elemento. Por ejemplo, el ³H es un isótopo radiactivo del ¹H.

Las aplicaciones de los radioisótopos se basan en que un isótopo radiactivo es, desde el punto de vista físico y químico, exactamente igual a su isótopo no radiactivo y se comporta de la misma forma en cualquier proceso físico o químico en el cual participe. La ventaja es que se trata de un átomo "marcado" y puede ser seguido en todas sus reacciones químicas y/o biológicas gracias a las radiaciones que emite.

Teniendo en cuenta estas características de los radioisótopos, se pueden emplear para tres aplicaciones fundamentalmente, como son:

- Fuente de energía.

- Investigaciones científicas.

- Aplicaciones médicas.



Aplicaciones como fuentes de energía

En las Centrales nucleares se obtienen grandes cantidades de energía aprovechando la fisión de ciertos isótopos. Los isótopos más empleados en estas centrales son el uranio-235 y el plutonio-239.

Otra de las formas de aprovechamiento de la energía nuclear, es en la fabricación de pilas de muy larga duración. Uno de los isótopos más empleados es el plutonio-238. Estas pilas se colocan en lugares de difícil acceso o que no pueden ser cambiadas con frecuencia, como por ejemplo: en marcapasos, en estaciones marítimas o en sondas espaciales.

Aplicaciones en Investigación científica

Para determinar la antigüedad de un hallazgo arqueológico. Cada isótopo se desintegra a un ritmo, que depende del número de átomos presentes en la muestra y de su tipo. Se puede medir la velocidad a la que estos isótopos emiten radiación mediante un Contador Geiger. Así conoceremos la edad del material. Por ejemplo, la datación mediante la prueba del carbono-14.

Se utilizan como rastreadores o marcadores, para saber en qué se transforma exactamente una sustancia enuna reacción química. Estas investigaciones son muy importantes para conocer cómo ocurren las reacciones en los seres vivos. Por ejemplo, si tomamos un vaso de agua con sal (NaCl) que contenga al isótopo sodio-24, podemos observar que el sodio tarda sólo 75 segundos en llegar a la superficie de nuestra piel, por transpiración.

Aplicaciones médicas


Para diagnosticar algunas enfermedades se introduce en los enfermos (bebiendo o inyectando un líquido) una sustancia que contiene un isótopo radiactivo que emita radiación con poca energía. La sustancia se fija en el órgano que se desea estudiar y, así, se puede observar, por la radiación que emite. La radiación se detecta con aparatos como lacámara de rayos gamma. Por ejemplo, el tecnecio-99 se emplea en el diagnóstico de enfermedades óseas. Para ello se suministra con compuestos de fósforo que se fijan en los huesos.

Para curar ciertos tipos de cáncer. Debido a que el cáncer hace que algunas células se reproduzcan rápidamente, los radioisótopos atacan a este proceso de reproducción celular. Las radiaciones que emiten estas sustancias destruyen más células cancerosas que células normales. En esto consiste la radioterapia. Por ejemplo, el cobalto-60 es uno de los radioisótopos más empleados en la terapia contra el cáncer. También el yodo-131, que es un emisor de partículas beta y gamma, es eficaz para tratar el cáncer de tiroides, ya que el yodo se fija en esta glandula.

Residuos radiactivos

En cualquier proceso en el que se utilicen isótopos radiactivos se generan residuos, que hay que someter a un tratamiento y almacenarlos. Estos residuos pueden ser restos de combustible nuclear o materiales usados para el diagnóstico o el tratamiento de enfermedades. Puede ser residuo cualquier objeto que haya estado en contacto con el material radiactivo y se pueda haber contaminado.

Los residuos radiactivos presentan dos propiedades:

- Son muy peligrosos, ya que pequeñas cantidades de residuo pueden emitir radiación peligrosa para nuestra salud.

- Son muy duraderos, ya que pueden emitir radiación cientos o miles de años después.

Pueden ser residuos de baja, media y alta actividad. Los de baja y media actividad dejan de ser nocivos pasados unos 300 años como máximo. Los de alta tardan miles de años en dejar de ser peligrosos. Estos últimos proceden de centrales o de armas nucleares.

Tema 6 ...........................................Elementos y compuestos

1. Elementos

¿Qué es un elemento?

Como sabemos, un elemento es una sustancia pura que no se puede separar más en otras más simples por métodos (reacciones) químicos.

Cada elemento químico está constituido por átomos con las mismas propiedades químicas como la reactividad, el potencial de ionización...

Los elementos químicos se identifican mediante nombres dados en la antigüedad, derivados de alguna propiedad de los mismos, del nombre de su descubridor, del lugar de descubrimiento...

En la naturaleza existen 92 elementos que se pueden presentar (a 1 atm de presión y 25 ºC) como sólido: hierro, plomo; líquido: bromo, mercurio o gas: cloro, oxígeno...

En los laboratorios se ha conseguido sintetizar algunos elementos como el tecnecio.

Los átomos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades químicas.

Metales y no metales

Hay algunas propiedades semejantes entre ciertos elementos, esto permite que los podamos clasificar en metales y no metales.

Los metales:

·     Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).

·         Reflejan la luz de una forma característica (brillo metálico).

·        Son dúctiles y maleables, ya que se pueden estirar en hilos y hacer planchas o láminas fácilmente.

Los no metales:

·         No tienen brillo metálico.

·         Pueden ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente.

·         No conducen la electricidad.

·         En general son frágiles.

Una primera clasificación de los elementos puede ser dividirlos en metales y no metales.

2. Clasificación de los elementos

Breve historia

Ley de las tríadas

En 1817 Johann Döbereiner observó que el peso atómico del estroncio era aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario, elementos que poseen propiedades químicas similares. En 1829, propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran una media de los otros dos miembros de la tríada.

Ley de las Octavas
En 1864, John Newlands publicó su versión de la tabla periódica clasificando los 56 elementos y estableciendo 11 grupos basados en propiedades físicas similares. Vio que entre los elementos con propiedades similares existían diferencias en la masa atómica relacionadas con múltiplos de ocho. Su ley establecía que un elemento dado presentaría unas propiedades análogas al octavo elemento siguiendo la tabla.

Antes del descubrimiento de la tabla periódica actual se hizo muchos intentos de clasificación de los elementos.

La tabla de Mendeleiev

Esta tabla consiste, en síntesis, en disponer  los elementos químicos en un cuadro en orden creciente de sus masas atómicas notándose una analogía en sus propiedades cada cierto número de elementos (por eso se denomina tabla periódica).

Mendeleiev demostró que los elementos con propiedades químicas semejantes aparecían periódicamente, dando lugar a ocho grupos. En algunos lugares faltaba un elemento, pero Mendeleiev no dudó en predecir su existencia y su comportamiento químico, lo que posteriormente se confirmó.

Mendeleiev ordenó su tabla en orden creciente de las masas atómicas de los elementos.

La tabla periódica actual

Aunque está  basada en la propuesta por D. Mendeleiev en 1869, el criterio de ordenación (debido entre otros a los estudios de Henry Moseley) es otro. En ella, los elementos se encuentran ordenados, de izquierda a derecha, por valores crecientes de sus números atómicos (Z). Además de esto, los elementos aparecen distribuidos en filas y columnas.

Existen 7 filas horizontales que se denominanperíodos y 18 columnas verticales que se denominan grupos.

Los elementos también se clasifican en:metales, no metales y semimetales de acuerdo con sus propiedades para ganar o perder electrones.

Actividad interactiva

Átomos, moléculas, iones y cristales

Según las teorías atomistas a la partícula que ya no se puede seguir dividiendo la denominamos átomo.

Un átomo que adquiere o que pierde electrones queda cargado y recibe el nombre de ión.

Los átomos pueden unirse formando cristales o, también, moléculas.

Una molécula está constituida por la unión de dos o más átomos del mismo elemento o de elementos distintos.

Un cristal es una estructura ordenada de átomos, moléculas o iones. Recuerda que los verdaderos sólidos son todos cristales.

Los átomos se pueden unir constituyendo moléculas discretas o, también, cristales.

3. Estudio de los elementos

Los gases nobles y la regla del octeto.

El helio, el neón, el argón y kriptón son los primeros elementos de esta familia. Sus moléculas son monoatómicas, es decir, están constituidas por un único átomo.

No reaccionan con los otros elementos, por eso se les denomina también gases inertes.

El helio, después del hidrógeno, es el elemento más abundante de las estrellas producido por la fusión del hidrógeno.

Todos los gases nobles tienen ocho electrones en su último nivel (excepto el Helio que tiene dos).


Los gases nobles no reaccionan con los otros elementos, por eso se les denomina también gases inertes.

El hidrógeno

Es el elemento más abundante del Universo.
Constituye la parte principal de la estrellas y del Sol (que es otra estrella), donde se produce la llamada fusión nuclear que es la responsable de la energía emitida por las estrellas.

En la Tierra es el tercer elemento en importancia y se encuentra combinado con otros elementos como el oxígeno (formando el agua) y al carbono (como hidrocarburos). En estado libre se encuentra en baja proporción en la atmósfera y en forma de molécula diatómica.

El hidrógeno es el elemento más abundante en el Universo.

Los alcalinos

Esta familia incluye los elementos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Son todos metales sólidos a temperatura ambiente, blandos y forman iones con una carga positiva.

Reaccionan fácilmente con los otros elementos, por eso no se encuentran libres en la naturaleza.

Se oxidan cuando son expuestos al aire y reaccionan violentamente con el agua para formar el correspondiente hidróxido e hidrógeno gaseoso.

Los metales alcalinos son los metales más reactivos de la tabla periódica .

Los alcalinotérreos

A este grupo pertenecen los elementos berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca) y bario (Ba). Son todos metales (como los alcalinos) y forman iones con dos cargas positivas.

Se oxidan fácilmente en contacto con el aire y reaccionan con el agua para formar el correspondiente hidróxido e hidrógeno gaseoso.

Los metales alcalinotérreos adquieren configuración de gas noble al perder dos electrones.

Actividad interactiva

3. Estudio de los elementos

Los metales de transición

A estos periodos pertenecen los elementos cromo (Cr), manganeso (Mn), hierro (Fe), cobalto (Co), níquel (Ni), cobre (Cu), cinc (Zn), plata (Ag), cadmio (Cd), platino (Pt), oro (Au), mercurio (Hg), wolframio (o tungsteno) (W), titanio (Ti)...

Excepto el mercurio, todos son sólidos  a temperatura ambiente. En la naturaleza se encuentran combinados con otros elementos, aunque el oro, el cobre y la plata (los metales acuñables) se pueden encontrar libres. Conducen la corriente eléctrica y el calor fácilmente. Forman iones positivos.

Los metales de transición forman iones positivos de diferentes cargas.

Los térreos

A este grupo pertenecen los elementos boro (B), el aluminio (Al), el indio (In) y el talio (Tl).

Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante de la corteza después del oxígeno y del silicio). El indio y el talio son muy raros. A temperatura ambiente son sólidos.

Son bastante reactivos, por eso en la naturaleza no se encuentran en estado libre y forman iones con tres cargas positivas. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso del galio, del indio y del talio, se encuentran asociados con minerales de plomo y de cinc.

Los iones de los térreos tienen comúnmente tres cargas positivas.

Carbonoideos

A este grupo pertenecen los elementos carbono (C), silicio (Si), estaño (Sn) y plomo (Pb). Todos son sólidos cuando no están combinados.

El carbono se encuentra libre en la naturaleza en dos formas alotrópicas: el diamante y el grafito. Combinado con otros elementos, forma los llamados hidrocarburos y los compuestos característicos de la vida: azúcares, proteínas, grasas...

El silicio se encuentra normalmente en forma de óxido: el cuarzo y la sílice.

El estaño y el plomo son dos metales y están combinados en la naturaleza.

El carbono puede formar muchísimos compuestos y es la base de las moléculas relacionadas con la vida.

Nitrogenoideos

Entre estos elementos se encuentran el nitrógeno (N), el fósforo (P) y el arsénico (As).

El nitrógeno se encuentra en la naturaleza en estado libre (N₂) constituyendo el 78% de las moléculas de la atmósfera y combinado con otros elementos formando muchos compuestos (como nitratos y nitritos). Cuando se encuentra en estado libre es muy poco reactivo.

El fósforo es un sólido que se presenta principalmente en dos formas alotrópicas: fósforo rojo y fósforo blanco, normalmente se encuentra combinado formado las sales denominadas fosfatos.

Tanto el nitrógeno como el fósforo o el arsénico forman iones con tres cargas negativas.

El nitrógeno es el elemento más abundante de la atmósfera.

Anfígenos o calcógenos

El oxígeno (O) y el azufre (S) son los elementos más importantes de este grupo.

El oxígeno se encuentra en la naturaleza en estado libre (O₂) constituyendo el 20% de las moléculas de la atmósfera y combinado como óxidos, ácidos o sales.

El azufre es un sólido amarillo que se puede encontrar libre o combinado formando sulfatos, sulfitos y sulfuros.

El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre y de los océanos.

Halógenos

El flúor, el cloro, bromo y yodo forman parte de este grupo. En la naturaleza están siempre combinados. En estado libre sus moléculas tienen dos átomos: F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

El elemento flúor es un gas de color amarillo, mientras que el cloro es de color verde, el bromo pardo rojizo y el yodo marrón con brillo.

Todos ellos forman iones con una carga negativa. Con el hidrógeno forman los correspondientes haluros con propiedades ácidas.

A temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo un sólido volátil.

4. Compuestos

¿Qué es un compuesto?

Según sabemos, un compuesto es una sustancia pura que aún se puede separar en otras más simples por métodos (reacciones) químicos.

Por ejemplo, el agua es una sustancia pura, pero si la sometemos a electrolisis (proceso químico) la podemos separar en sus elementos constituyentes: el oxígeno y el hidrógeno.

Tanto en los elementos como en los compuestos los átomos se unen entre si mediante enlaces químicos.

En un compuesto hay átomos de diferentes elementos unidos mediante fuerzas que denominamos enlaces químicos.

Fórmulas empírica y molecular

La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica.

La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas.

La fórmula empírica nos informa únicamente de la proporción de átomos en un compuesto. La fórmula molecular nos informa de los átomos que hay en una molécula.

Compuestos binarios

Son los formados por dos elementos diferentes

Los más importantes son:

• Óxidos. Son combinaciones del oxígeno con otro elemento, metálico o no metálico.

• Hidruros. Son combinaciones entre el hidrógeno y otro elemento, metálico o no metálico.

• Sales binarias. Son combinaciones entre un metal y un no metal.

Los compuestos binarios están constituidos por la combinación de dos elementos.

Compuestos ternarios

Son los formados por tres elementos diferentes

Los más importantes son:

• Hidróxidos. Son combinaciones de un metal con grupos hidroxilo (OH-). Tienen propiedades antagónicas a los ácidos.
• Ácidos oxoácidos. Son combinaciones entre un no metal con oxígeno e hidrógeno.
• Sales oxisales. Son combinaciones entre un metal, un no metal y oxígeno.

Los compuestos ternarios están constituidos por la combinación de tres elementos.

Masa molecular

Tanto los elementos como los compuestos pueden estar formados por moléculas. De la misma forma que estudiaste en quincenas anteriores el concepto de masa atómica (que representábamos por Ar), podemos decir que la masa molecular es la que corresponde a la masa de una molécula.

Lógicamente, la masa de una molécula es pequeñísima, por eso se prefiere usar unidades de masa atómica en lugar del gramo o del quilogramo. Cuando medimos la masa de una molécula en unidades de masa atómica, la simbolizamos como Mr (masa molecular relativa)

Para determinar la masa molecular sumaremos las masas de todos los átomos que constituyen la molécula.

La masa molecular es la masa que tiene una molécula.

Composición centesimal

La composición centesimal de un compuesto es el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que lo componen.

En el caso de que el compuesto esté constituido por moléculas, para calcular el tanto por ciento en masa de cada elemento dividiremos la masa de cada tipo de átomos que componen la molécula por la masa molecular y multiplicaremos por cien.

Si el compuesto no está formado por moléculas (si es un cristal...), el porcentaje lo obtendremos a partir de su fórmula empírica de la misma forma que lo indicado en el párrafo anterior.

La composición centesimal de un compuesto es el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que lo componen.

5. El enlace químico

Concepto

Los átomos pueden unirse entre si formando lo que se llama un enlace químico.

La razón de que los átomos se unan tenemos que buscarla en la mayor estabilidad energética que adquiere el sistema de átomos al unirse: cuanto menor es el contenido en energía de un sistema, mayor estabilidad tiene.

No todos los átomos tienden a unirse, los gases nobles están constituidos por átomos individuales.

La estabilidad energética de los átomos de los gases nobles se atribuye a su estructura electrónica (todos tienen 8 electrones en su último nivel), por ello se usa la regla del octeto para predecir si dos o más átomos formarán un enlace o no.

Los enlaces químicos son las fuerzas entre los átomos que constituyen un elemento o un compuesto.

Enlace iónico

Este enlace se produce cuando los átomos de los elementos metálicos (los situados más a la izquierda en la tabla periódica, períodos 1, 2 y 3), se encuentran con átomos no metálicos (los situados a la derecha en la tabla periódica, períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos (cationes) y negativos (aniones), respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. A estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

En el enlace iónico, los cationes y aniones de atraen debido a su carga eléctrica.

Enlace covalente

Este enlace se produceentre los átomos de los elementos no metálicos (los situados más a la derecha en la tabla periódica, períodos 14, 15, 16 y 17).

En este caso la tendencia a captar electrones es semejante entre los átomos. Los electrones se compartirán entre los átomos para quedar rodeados por 8 electrones (regla del octeto).

Hay dos tipos de sustancias a que da lugar este enlace: sustancias moleculares (formadas por moléculas) como el oxígeno y cristales covalentes como el diamante (donde todos los átomos se encuentran unidos en una red tridimensional).

En el enlace covalente se comparten los electrones entre los átomos unidos.

Enlace metálico

Este enlace se produce entre los átomos de los elementos metálicos (los situados en la parte izquierda de la tabla periódica).

En este caso la tendencia es de valencia) se compartirán entre todos los átomos constituyendo lo que se llama nube o mar de electrones. Debido a esto, los metales son buenos conductores de la electricidad.

Los restos iónicos (con carga positiva) se ordenan en una red tridimensional formando uncristal metálico.a ceder electrones es semejante entre los átomos. Los electrones del último nivel (llamados electron

En el enlace metálico, todos los átomos

Nomenclatura y formulación inorgánica

Introducción
    Historia
    Nomenclaturas 
    Número oxidación y valencia   

2. Aniones
    Definición y tipos

3. Cationes 
    Definición y tipos
    
4. Compuestos binarios
    Óxidos 
    Peróxidos y superóxidos
    Hidruros
    Sales binarias
5. Compuestos ternarios

    Hidróxidos
    Oxoácidos
    Oxisales
    
6. Compuestos cuaternarios
    Sales ácidas 
    Sales básicas
   

1. Introducción

Historia

No es hasta finales del siglo XVIII cuando las sustancias químicas comienzan a recibir nombres lógicos y racionales pues hasta ahora se las nombraba con nombres, heredados de la alquimia.
En 1780 Lavoisier junto con otros tres químicos franceses, Guyton de Morveau, Berthollet y Fourcony inician la creación de un sistema de nomenclatura más lógico y racional que sustituya al heredado de los alquimistas. La empresa ve la luz cuando Lavoisier publica su Tratado Elemental de Química en el que expone de forma organizada y sistemática la nueva nomenclatura.

A principios del siglo XIX, Berzelius asigna a cada elemento un símbolo que coincide con la inicial del nombre en latín. Así pues, las fórmulas de las sustancias consistirían en una combinación de letras y números que indican el número de átomos de cada elemento. 

Nomenclaturas

Al existir una gran variedad de compuestos químicos es necesario desarrollar un método que permita entenderse y evite que un mismo compuesto sea nombrado de formas distintas según el criterio personal.
La nomenclatura actual está sistematizada mediante las reglas propuestas por la IUPAC(Internacional Union of Pure and Applied Chemistry). 

En esta quincena, aprenderemos a nombrar y a formular los compuestos químicos inorgánicos de tres maneras: Sistemática, de Stock y Tradicional. 
Aunque según la IUPAC la nomenclatura sistemática es de uso obligatorio, también es necesario conocer la de Stock y la tradicional ya que para determinados compuestos, como los oxoácidos y oxisales, son admitidas.

Número  de oxidación y valencia

La valencia de un átomo o elemento es el número que expresa la capacidad de combinarse con otros para formar un compuesto. Es siempr

e un número positivo.El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo  gana o pierde cuando forma un compuesto determinado.

Es positivo si el átomo pierde o comparte electrones con un átomo que tenga tendencia a captarlos y negativo si el átomo gana  o  comparte electrones con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Nümeros de oxidación

Tabla interactiva

2. Aniones
Definición y tipos Un anión es un átomo o conjunto de átomos con carga negativa. Esta carga negativa es lo que se considera su valencia. Los aniones pueden ser: Aniones -uro Aniones -ato Aniones -ito Aniones per-ato Aniones hipo-ito Aniones di, tri, tetra... Aniones orto Aniones piro Aniones meta

http://rincones.educarex.es/fyq/index.php/estructura-atomica-y-cambios-quimicos/actividades

http://clic.xtec.cat/db/act_es.jsp?id=2023

uimicq http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm http://www.youtube.com/watch?v=vP_bpTxydNo ley de boyle http://www.educaplus.org/gases/labayuda.html  ejrcicios http://ayudaparainstituto.blogspot.com.es/2012/01/fisica-quimica-ley-de-gay-lussac.htmlejer http://juanluismorales.blogspot.com.es/2009/11/3-eso-boyle-mariotte-y-gay-lussac.htmlapuntes http://www.profesorenlinea.cl/fisica/GasesLeyes_Ejercicios.html http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena2/3q2_index.htm http://didactalia.net/comunidad/materialeducativo/recurso/leyes-de-los-gases-unidad-didactica-y-ejercicios/14c297d7-4887-4740-b513-713c78d618f4teoria http://rincones.educarex.es/fyq/index.php/la-materia-calculos-en-reacciones-quimicas/actividades http://perso.wanadoo.es/cpalacio/GasesIdeales2.htminteractiva gas http://perso.wanadoo.es/cpalacio/evalua/eLeyBoyle.htmexamen http://perso.wanadoo.es/cpalacio/30lecciones.htmexamen http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/index.htm http://nea.educastur.princast.es/repositorio/RECURSO_ZIP/1_jantoniozu_quimica_2ESO/quimica_2ESO/index.htm http://nea.educastur.princast.es/repositorio/RECURSO_ZIP/1_jantoniozu_Trab_energ_cal_2ESO/Trab_energ_cal_2ESO/index.htm http://blog.educastur.es/palacorre/naturales/

de cuál debe ser el valor que más se aproxima al valor que realmente tiene la magnitud medida.

Musica

http://www.slideshare.net/colo70/el-clasicismo-musical-8121206

http://www.slideshare.net/josevsaporta/la-musica-del-clasicismo

http://www.slideshare.net/maikatxu/clasicismo-7104289

http://www.slideshare.net/aguedamonje/clasicismo-7721400

http://www.slideshare.net/arteyamarte/clasicismo-musical-7711409

http://www.slideshare.net/oscarpech/historia-de-la-musica-16515227?from_search=835

http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=If_T1Q9u6FM

http://musikazmusika.blogspot.com.es/2013/10/algunos-compositores-y-obras.html

http://criscordero.files.wordpress.com/2013/11/sin-tc3adtulo.png?w=408&h=217

https://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=ukZWoAy2QO4

http://www.slideshare.net/Pinstrumental/anlisis-musical

http://historiayapreciacionmusical.blogspot.com.es/2010/02/romanticismo.html

http://html.rincondelvago.com/clasicismo-musical_11.html

http://clasia.blogspot.com.es/

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/curso_completo.pdf

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/concurso2005/06/terceroesofq.htm

      

http://web.educastur.princast.es/proyectos/jimena/pj_franciscga/3eso/3ESO.htm

http://www.testeando.es/asignatura.asp?idA=40

http://rincones.educarex.es/fyq/index.php/3-eso/fisica-y-quimica-3-eso

http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/prof/3eso_profesores.htm

http://fisicayquimicaenflash.es/eso/eso.html

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/