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TEMA 5:
LA MATERIA Y LOS
CAMBIOS QUÍMICOS
1. LOS ESTADOS DE LA MATERIA
Los distintos materiales que nos rodean son, o bien mezclas de dos o más sustancias, o bien
sustancias sencillas (sustancia pura).
En la naturaleza la materia puede encontrarse en distintos estados de agregación:
➢ Sólido: tienen forma propia, no se pueden comprimir, mantienen su volumen a una
determinada temperatura.
➢ Líquido: adquieren la forma del recipiente que los contiene, no son comprimibles y su
volumen permanece constante a una temperatura. Los líquidos pueden fluir, por lo que junto
a los gases se les denomina fluidos.
➢ Gas: no tienen forma, ni mantienen su volumen, pues puede expandirse indefinidamente;
además, pueden comprimirse. Los gases se encuentran contenidos en recipientes cerrados,
ejerciendo sobre las paredes de dichos recipientes fuerza, generando una presión interna; así
se entiende que cuando un neumático pierde aire, la presión interna disminuye y el
neumático se deforma.
2. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Las sustancias pueden pasar de un estado a otro únicamente con calentarlas o enfriarlas. Si a
un sólido le proporcionamos energía la temperatura aumentará progresivamente; en un determinado
momento, aunque continuemos dando calor, la temperatura del sólido no sufre variación, en ese
momento la sustancia está pasando de sólido a líquido, a este cambio se llama fusión y a la
temperatura que ocurre el cambio se denomina temperatura de fusión. A la presión de 1 atmósfera
se denomina punto de fusión.
Si un líquido pierde energía,
su temperatura disminuirá, y llega
un momento a partir del cual el
líquido empieza a convertirse en
sólido. A este cambio de líquido a
sólido se le llama solidificación, y
la temperatura, temperatura de
solidificación. Para cualquier
sustancia pura la temperatura de
fusión y solidificación coincide.
Algunos sólidos, al absorber
energía, pasan directamente al estado gaseoso, a este proceso se denomina sublimación, al paso
contrario se le denomina sublimación inversa.
Si aun líquido le proporcionamos energía en forma de calor, su temperatura aumentará
progresivamente hasta que llegue un momento en que la temperatura no cambia y se aprecia en su
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seno la formación de burbujas: el líquido se está convirtiendo en gas. A este fenómeno se denomina
ebullición, y a la temperatura a la que ocurre se la denomina temperatura de ebullición. Esta
temperatura depende de la naturaleza de la sustancia y de la presión exterior, por lo que la
temperatura de ebullición a 1 atmósfera de presión se llama punto de ebullición. En el caso del
agua es de 100ºC. Un líquido puede pasar a gas a temperatura ambiente a eso se le llama
evaporación.
Si un gas pierde energía, llega un momento que comienza a convertirse el líquido, a este
fenómeno se le denomina condensación.
3. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
Sustancias es cada una de las diversas clases de materia que existen en la naturaleza y pueden
estar formadas por una sustancia solo (sustancia pura) o por más de una (mezcla), situación muy
frecuente en la naturaleza.
3.1. SUSTANCIAS PURAS
Cada sustancia tiene unas propiedades características que sirven para identificarlas. Las
propiedades características son las propiedades de las sustancias que no dependen de la cantidad ni
de la forma de la sustancia, únicamente dependen de la naturaleza de las mismas. Son propiedades
características la temperatura de fusión, la densidad, la solubilidad, el color, la conductividad
térmica, el olor…
Las sustancias puras se clasifican en elementos y compuestos, esto lo veremos más adelante.
3.2. MEZCLAS
Están formadas por la unión de diferentes sustancias puras. Cada una de las sustancias
mantienen sus propiedades y pueden separarse utilizando medios físicos.
Las mezclas pueden ser heterogéneas cuando pueden distinguirse los componentes a simple
vista, como es el caso del granito o el agua con aceite. Si mezclamos dos o más sustancias y aparece
una mezcla heterogénea, decimos que las sustancias son inmiscibles o insolubles.
Otras mezclas, por el contrario, presentan un aspecto uniforme, son las mezclas homogéneas
o disoluciones. Al componente mayoritario de la disolución se le denomina disolvente y al
minoritario soluto. En el caso de la mezcla de agua y azúcar el agua sería el disolvente y el azúcar
el soluto. La cantidad de soluto que hay en una disolución se mide mediante la concentración; una
disolución saturada es aquella en la que no se puede disolver más soluto, una concentrada es cuando
está próxima a la saturación y diluida cuando está lejos de la saturación.
3.3. TÉCNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Existen muchos procedimientos que nos permiten separar las distintas sustancias puras de una
mezcla; se basan en las propiedades de las sustancias que la forman y son siempre métodos físicos,
pues no varían la naturaleza de los componentes.
Muchos de las técnicas no han variado mucho en su base física, pero la tecnología actual
permite aumentar mucho la eficacia y la efectividad en la separación. Entre las diferentes técnicas
destaca:
A. CENTRIFUGACIÓN. Es un método utilizado para separar sólidos de líquidos utilizando
la diferente densidad sometiendo a la mezcla a velocidades de rotación.
B. FILTRACIÓN. Se utiliza para separar los componentes sólidos de un líquido en mezclas
heterogéneas, haciendo atravesar la mezcla un material (filtro) que deja pasar el líquido y
retiene el sólido.
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C. DECANTACIÓN. Se emplea para separar mezclas
heterogéneas de líquidos con diferente densidad. Se utiliza el
embudo de decantación (ver imagen) que posee una llave que
cierra la boca de salida; se deja reposar la mezcla y el líquido
más denso se va al fondo, al abrir la llave podemos sacar y
separarlo del menos denso. Esta técnica se utiliza para separar
el agua del aceite.
D. CRISTALIZACIÓN. Se utiliza para separar las disoluciones
de sólidos y líquidos. Se hace evaporar el líquido de forma que
el sólido permanezca en el recipiente precipitando en el fondo
del recipiente y formando estructuras regulares o cristales. Se
utiliza en las salinas, para obtener sal del agua del mar.
E. DESTILACIÓN. Es un método que
permite el separar dos líquidos con
diferente punto de ebullición de una
mezcla homogénea. Se calienta la mezcla
en un matraz hasta que el líquido más
volátil se evapora, recogiéndolo en un
tubo que se mantiene frío con agua
circulante (refrigerante), de forma que el
líquido evaporado se condensa y cae en
otro recipiente. Esta técnica se emplea en
la fabricación de muchas bebidas
alcohólicas.
4. ESTRUCTURA ATÓMICA
La materia está formada por partículas muy pequeñas, que en principio se las creía
indivisibles, denominados átomos. Sin embargo, el desarrollo de técnicas eléctricas y el
descubrimiento de diferentes fenómenos como la radiactividad, demostró que los átomos tenían una
estructura interna de naturaleza eléctrica.
4.1. PARTÍCULAS ATÓMICAS: MODELO ATÓMICO
Ernest Rutherford estableció un modelo atómico en 1911, este modelo ha sido muy corregido
posteriormente por la moderna mecánica cuántica, pero es la base de la idea más extendida sobre la
estructura atómica.
El modelo considera que el átomo estaba dividido en dos partes muy diferenciadas: núcleo y
corteza. En el núcleo se encuentran los protones (con carga positiva) y los neutrones (sin carga),
constituyendo la mayor parte de la masa de todo el átomo. En la corteza se encuentran los
electrones orbitando alrededor del núcleo, los electrones tienen carga negativa y de igual magnitud
que el protón y poseen una masa mil veces más pequeña que la de los protones y neutrones.
Los átomos de los diferentes elementos se diferencian en el número de protones que tienen en
su núcleo, a este número se le denomina número atómico y se representa por la letra Z. Los átomos
de los distintos elementos se caracterizan por este número, así el átomo de oxígeno tiene 8 protones
(Z=8) y el de hidrógeno 1 (Z=1).
Los 118 átomos conocidos se colocan ordenados por su Z en la tabla periódica. Como el
átomo es neutro (carga total nula), Z indica también únicamente en el caso de átomos neutros el
número de electrones, ya que las cargas positivas de los protones se neutralizan con las negativas
de los electrones.
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La masa del átomo depende del número de protones y neutrones que lo formen, a la suma del
número de estas partículas se denomina número másico (A).
A = protones + neutrones
Para simbolizar un elemento se utiliza la siguiente notación, donde X es el símbolo del
elemento:
4.2. LA DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES
Los electrones se disponen en capas o niveles de energía llamados orbitales alrededor del
núcleo. La capa más externa del átomo es la que determina las propiedades químicas del elemento,
a los electrones de esta capa se les denomina electrones de valencia. Si esta última capa está
completa el átomo tiene mucha estabilidad y
no forma enlaces, es lo que ocurre a los gases
nobles.
Todos los átomos tiendes a llenar la
última capa, bien ganando pocos electrones si
son pocos los que necesitan convirtiéndose en
iones negativos o aniones (no metales), o
bien perdiendo si son pocos los que exceden
convirtiéndose en iones positivos o cationes
(metales).
Aunque un átomo gana o pierde
electrones no cambia su naturaleza (ni A ni
Z), pero sí su carga eléctrica que deja de ser
neutra y se convierte en un ion; si cambiase el
número de protones (Z) cambia la naturaleza
del átomo y se convertiría en un átomo de otro
elemento.
4.3. ISÓTOPOS
Si un átomo gana o pierde neutrones, no cambia Z pero sí lo hace A; cuando tenemos átomos
con igual número atómico pero diferente número másico, los denominamos isótopos.
El carbono (Z=6) se presenta en la naturaleza en forma de tres isótopos distintos: el 12C con 6
protones y 6 neutrones (A=12), el 13C con 6 protones y 7 neutrones (A=13), y el 14C con 6 protones
y 8 neutrones (A=14). Los tres son isótopos, tienen el mismo número de protones (6) y diferente
número de neutrones (6, 7 ó 8).
4.4. MASA ATÓMICA
La masa es una magnitud característica de los distintos elementos; como esta masa es muy
pequeña, se utiliza normalmente la unidad de masa atómica, o uma, cuyo símbolo es la u.
1 u = 1,66 10-27 kg
Las masas atómicas de los elementos es un dato que se encuentra en las Tablas Periódicas y
es la media ponderada de la masa de sus isótopos, esto es, teniendo en cuenta su frecuencia en la
naturaleza, esta es la razón de que estos valores sean decimales, aunque frecuentemente se
redondean a los valores enteros más próximos.
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5. ELEMENTOS, MOLÉCULAS Y COMPUESTOS
Un elemento es una sustancia pura formada por átomos iguales, el hierro únicamente está
formado por átomos de hierro, por lo que es un elemento. Un compuesto es una sustancia pura
formada por distintos elementos químicos y combinados entre sí en una relación numérica sencilla
y constante; el cloruro de sodio (sal común) está formada por dos elementos diferentes (cloro y
sodio), por lo que es un compuesto.
Una molécula es la unión de dos o más átomos iguales o distintos, así por ejemplo el oxígeno
se presenta en la naturaleza como O2, por lo que es una molécula (formada por dos átomos de
oxígeno unidos) y además un elemento (constituida por igual tipo de átomos). El amoniaco (NH3)
es una molécula (unión de cuatro átomos) y un compuesto (átomos de diferente especie).
5.1. NOMBRE Y SÍMBOLO DE LOS ELEMENTOS
Hoy se conocen más de 115 elementos, de los cuales 90 se encuentran en la naturaleza y el
resto se han obtenido en el laboratorio. Muchos de sus nombres derivan del latín o griego, aunque
los más nuevos tienen nombres de lugares (Am americio Z=95) o de científicos importantes (Rf
rutherfordio Z=104).
Cada elemento se representa por una (mayúscula) o dos letras (la primera mayúscula y la
segunda minúscula) y que se emplean como abreviatura del nombre (K potasio, Ca calcio)
5.2. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS (Ver última página)
Todos los elementos conocidos están ordenados en una tabla periódica formada por 18
columnas (grupos) y 7 filas (periodos) en orden creciente de números atómicos.
El grupo 18 son los de los gases nobles (elementos que no forman enlaces), el grupo es el de
los alcalinos y el 2 el de los alcalinotérreos. Los elementos se pueden clasificar en:
1. Metales: situados a la izquierda de la tabla, elementos que poseen brillo metálico, conducen
la corriente eléctrica y el calor y son dúctiles y maleables.
2. No metales: situados a la derecha de la tabla (más el hidrógeno) junto a los gases nobles;
son malos conductores de la corriente eléctrica.
Un elemento cuanto más a la izquierda de la tabla y más abajo más metálico será, y viceversa
cuanto más a la derecha y más arriba (con excepción de los gases nobles) menos metálico será (el
O, el F y el Cl son los menos metálicos), o lo que es lo mismo, más electronegativo será (capacidad
del átomo para captar electrones y formar aniones).
NOTA MUY IMPORTANTE
* Hay que saberse los nombres y símbolos de todos los elementos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15,
16, 17 y 18 desde el periodo 1 hasta el 6 (el 7 no) de la Tabla Periódica.
* Además, también los siguientes elementos (nombre y símbolo)
Cr cromo, Fe hierro, Co cobalto, Ni níquel, Cu cobre, Ag plata, Au oro y Pt platino
5.3. EL ENLACE QUÍMICO
Los átomos se unen mediante los electrones más externos de la corteza atómica para conseguir
una mayor estabilidad, como los gases nobles que tienen su capa de valencia completa. Según como
sea la unión entre los átomos, tenemos tres tipos de enlace:
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➢ ENLACE IÓNICO: ocurre entre átomos metálicos y no metálicos. El metal cede electrones
de su capa de valencia quedando cargado positivamente, el no metal capta los electrones
quedando cargado negativamente. Ambos iones, con cargas opuestas, se atraen y forman el
enlace. Estos compuestos forman los cristales iónicos. Un ejemplo es la sal común (cloro y
sodio)
➢ ENLACE COVALENTE: se unen átomos no metálicos que necesitan captar electrones
para conseguir la configuración de gas nobles, para ello los distintos átomos comparten los
electrones. Un ejemplo de ello es la molécula de oxígenos O2 y la de agua H2O, pero también
el diamante.
➢ ENLACE METÁLICO: se establece entre átomos metálicos que necesitan desprenderse
de sus electrones de valencia y que pasan a formar parte del contenido de todo el metal a
modo de nube de electrones que envuelve a los cationes positivos. Esta hace que los metales
conducen muy bien la corriente eléctrica y sean dúctiles y maleables.
5.4. NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
Las moléculas de las sustancias puras se representan mediante fórmulas que nos indican los
átomos que forman esa sustancia y el número de átomos de cada especie que participan. Así por
ejemplo en la molécula de amoniaco NH3 los átomos que participan son uno de hidrógeno (el uno
no se escribe) y tres de nitrógeno. Por lo tanto, una fórmula es una representación simbólica y
proporciona la relación numérica de los átomos o de los iones de los elementos químicos que
constituyen la sustancia o el compuesto.
La formulación es el conjunto de normas que regulan las representaciones de las diferentes
sustancias puras y la nomenclatura es el modo de nombrarlos. Hay tres modos de nomenclatura de
un compuesto: tradicional, Stock y la de la IUPAC (Unión internacional de Química Pura y
Aplicada); aquí se va a utilizar la última al ser la más sencilla.
Para escribir una fórmula se debe conocer la proporción en que se combinan los átomos, para
ello debemos conocer su valencia que nos indica su capacidad de combinación; sin embargo, en la
nomenclatura de la IUPAC no es necesario conocerla.
5.5. NOMENCLATURA DE LA IUPAC
5.5.1. Prefijos numéricos
La nomenclatura de la IUPAC también se la denomina nomenclatura sistemática, en ella no
es necesario conocer las valencias de los átomos, pues se utilizan prefijos numéricos que indican el
número de átomos de cada elemento que intervienen. Los prefijos son: mono- (1, muchas veces no
se nombra), di- (2), tri- (3), tetra- (4), penta- (5), y así sucesivamente.
5.5.2. Compuestos monarios
Son compuestos formados únicamente por un tipo de elemento. Se formulan poniendo
únicamente el símbolo del elemento, y se nombran con el nombre del mismo:
Fe hierro Ca calcio Ag plata
Existen excepciones que corresponden a los halógenos, al oxígeno, nitrógeno e hidrógeno,
pues en la naturaleza aparecen como especies diatómicas. Así:
Oxígeno es O2 Cloro es Cl2 Hidrógeno es H2 Iodo es I2 Nitrógeno es N2
En el caso de referirnos a las especies monoatómicas en estas excepciones debemos añadir la
palabra átomico, así:
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F2 es flúor y F es flúor atómico; O2 es oxígeno y O es oxígeno atómico
5.5.3. Compuestos binarios: SALES BINARIAS
Se forman por la unión de un metal (elementos de la izquierda y centro de la Tabla Periódica)
con un no metal (elementos de la derecha de la Tabla Periódica), con excepción del O y del H. El H
aunque se encuentre en la zona izquierda de la tabla es un no metal.
Se formulan escribiendo el símbolo del metal con el número de átomos que aparecen del
mismo en el compuesto seguido del símbolo del no metal seguido del número de átomos de no
metal. Si el número es 1 no se escribe.
Se nombran al revés de cómo se formulan. En primer lugar se nombra el no metal (el que
se formula el último) con la terminación –uro y con un prefijo numérico que indica el número de no
metales (di, tri, etc) si es mono no se suele indicar. A continuación la preposición de y el nombre
del metal con los prefijos numéricos correspondientes.
FeF2 difloruro de hierro, AgCl cloruro de plata, CrBr3 tribromuro de cromo
Algunos no metales, al añadirles la terminación –uro cambian ligeramente el nombre
utilizando la raíz latina de la que proceden, como es el caso del S (sulfuro), N (nitruro) o P (fosfuro),
así:
Al S3 trisulfuro de aluminio, Li3N nitruro de trilitio, Ca3P2 difosfuro de tricalcio
5.5.4. Compuestos binarios: ÓXIDOS
Son combinaciones del oxígeno con otro átomo, sea metal o no. Se formulan escribiendo el
símbolo del no metal con el número de átomos presentes, el símbolo del oxígeno y el subíndice
numérico que indica el número de oxígenos.
Se nombran con la palabra óxido anteponiendo el prefijo numérico que indica el número de
O, a continuación la preposición de, y finalmente el nombre del otro átomo con el prefijo numérico
que indica el número de átomos.
Ni2O3 trióxido de diníquel; CO2 dióxido de carbono; NaO óxido de sodio; GaO3 trióxido de galio
En el caso tan frecuente del CO, sí se nombra sin obviar el prefijo mono, así se nombra como
monóxido de carbono.
5.5.5. Compuestos binarios: HIDRUROS
Son compuestos formados por hidrógeno y un átomo de metal o un no metal. Sus propiedades
son muy diferentes, pero en cuanto a la formulación cambia la posición del H en la misma, por lo
que vamos a verlos por separado.
Hidruros metálicos: son los formados por H y un metal. En la fórmula se escribe primero el
símbolo del metal y a continuación el H con el número correspondiente. Se nombran con el prefijo
numérico que indica el número de H, la palabra hidruro, la preposición de y finalmente el nombre
del metal.
Hidruros no metálicos: son los formados por H y un no metal. En la fórmula se escribe
primero el H con el subíndice numérico y a continuación el no metal. Se nombran con el nombre
del no metal con la terminación –uro, la preposición de y el prefijo numérico que se antepone el
nombre hidrógeno.
LiH hidruro de litio H2S sulfuro de dihidrógeno HCl cloruro de hidrógeno
CaH2 dihidruro de calcio BeH2 dihidruro de berilio
Observa que siempre se nombran al revés de cómo se formulan.
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Algunos hidruros no metálicos tienen nombres especiales que se siguen usando, entre otros
están:
H2O agua NH3 amoniaco CH4 metano BH3 borano
6. LAS REACCIONES QUÍMICAS
Los cambios que modifican las propiedades de una sustancia transformándola en otra nueva
se conocen como una reacción química.
A las sustancias que sufren la modificación se las llama reactivos y las sustancias que se
producen se denomina productos. Así, por ejemplo, si el hierro reacciona con azufre para formar
sulfuro de hierro, se dice que el azufre y el hierro son los reactivos y el sulfuro de azufre es el
producto.
6.1. ECUACIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se representan en las llamadas ecuaciones químicas, donde se
escriben las fórmulas de los reactivos separadas por signos +, una flecha que indique el sentido de
la reacción y finalmente los productos separadas también por signos más.
Una ecuación química es una representación cualitativa de las sustancias que intervienen en
la reacción
REACTIVOS PRODUCTOS
S + Fe FeS
H2 + O2 H2O
6.2. AJUSTE DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
En toda reacción química se conserva la masa, esto es, el número total de átomos de cada
especie que hay en los reactivos tiene que ser igual al número de átomos de la misma especie
en los productos. En una reacción química los enlaces entre átomos cambian, pero no los átomos,
por eso se debe mantener el número de átomos de cada tipo antes y después de la rección química.
Una ecuación química debe estar, por lo tanto, ajustada, para ello no se pueden nunca
modificar las fórmulas, pero sí se pueden añadir delante de las fórmulas de los compuestos unos
números llamados coeficientes numéricos o estequiométricos, de modo que el número de átomos
de cada especie no varía en el transcurso de la reacción. De esta manera se indica también el aspecto
cuantitativo, o lo que es lo mismo, la cantidad de sustancias de cada tipo que participan en la
reacción.
2 H2 + O2 2 H2O
En la reacción anterior, hay 4 H en los reactivos y 4 en los productos; hay dos O en los
reactivos y dos en los productos; de tal forma que la proporción de la reacción es que dos moléculas
(o moles) de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno (o un mol) para dar dos moléculas (o moles)
de agua.
6.3. EL MOL
El mol es unidad fundamental del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de
sustancia de un compuesto que tiene el mismo número de entidades elementales (moléculas o
átomos) como átomos que hay en 12 gramos de Carbono 12. El número de cantidades elementales
(átomos, moléculas, iones…) que hay en un mol de sustancia es constante y no depende del tipo de
sustancia; este número es el número de Avogadro (NA) y que equivale a:
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1 mol de cualquier sustancia = 6,022 1023 unidades elementales
Así por ejemplo 1 mol de Na son 6,022 1023 átomos de Na y un mol de H2O son 6,022 1023
moléculas de agua. El mol permite asociar el número de unidades elementales que intervienen en
una reacción de forma independiente a la masa de los componentes.
La relación entre el mol y gramos (unidad de masa) es muy sencilla y es:
Mol = gramos / Masa atómica o molecular
Las masas atómicas de cada átomo vienen en la Tabla Periódica y las masas moleculares se
pueden calcular conociendo la fórmula del compuesto.
NOTA MUY IMPORTANTE
NO HAY QUE APRENDERSE NINGUNA MASA ATÓMICA DE LAS QUE APARECEN EN
LA TABLA PERIÓDICA. CONSULTARLAS CUANDO SE NECESITEN Y, EN EL EXAMEN,
SE SERÁN FACILITADAS.
Ejemplos:
Determina el número de moles que son 28 gramos de nitrógeno atómico
La masa atómica del nitrógeno es de aproximadamente 14 u (ver en la tabla), por lo que:
Mol = gramos/masa atómica, luego moles = 28/14 = 2
El resultado son 2 moles de nitrógeno atómico
Determina el número de gramos que son 5 moles de fósforo
La masa atómica del fósforo (P) es de 31 u aproximadamente (ver en la tabla), por lo que:
Mol = gramos/masa atómica, por lo tanto 5 = gramos/31
El 31 que está dividiendo pasa multiplicando al otro lado y:
5 · 31 = gramos, por lo tanto,
salen 155 gramos de P
Calcula los moles que son 180 gramos de agua
La masa molecular (el agua es una molécula) no aparece en la Tabla Periódica. Si podemos ver la
masa atómica que del H (1 u) y la del O (16 u), átomos que forman parte de la molécula de agua.
Como hay dos hidrógenos y un oxígeno en la molécula (H2O) se puede calcular la masa de la
molécula de agua de la siguiente manera:
Masa molecular del agua = número de átomos de H por su masa atómica + número de átomos de
O por su masa atómica
Por lo tanto
Masa molecular = 2 · 1 + 1 · 16 = 18 u
Moles = gramos de agua/masa molecular del agua
Moles = 180/18 = 10 moles de agua
6.4. ENERGÍA Y VELOCIDAD DE REACCIÓN
Muchas veces el fin que se pretende al realizar una reacción química no es siempre el de
obtener los productos; por ejemplo, en la reacción de combustión del gas natural se obtienen como
productos CO2 y H2O, pero el fin no es obtenerlos sino el de producir energía.
En las reacciones químicas unas sustancias se transforman en otras distintas desprendiendo o
absorbiendo energía. Teniendo esto en cuenta, podemos clasificar las reacciones en:
✓ Exotérmicas cuando en la reacción se desprende energía en forma de calor.
✓ Endotérmicas cuando los reactivos deben absorber calor para que la reacción ocurra.
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Por otro lado, algunas reacciones químicas son muy rápidas (es el caso de las reacciones
explosivas) y otras ocurren muy lentamente, tan lentamente que pueden transcurrir años para que
ocurran. A la rapidez con la que ocurre una reacción se llama velocidad de reacción. La velocidad
de reacción depende de los siguientes factores:
✓ Temperatura a la que ocurre la reacción. La velocidad de una reacción aumenta al
aumentar la temperatura. Por esta razón, metemos los alimentos en el frigorífico, pues al
disminuir la temperatura disminuye la velocidad de descomposición de los mismos.
✓ Superficie de contacto entre los reactivos. Si un sólido reacciona con un líquido o un gas
la velocidad de reacción aumenta a medida que aumenta la superficie del sólido (exponemos
más sólido al contacto con el líquido o gas). El hierro en forma de barras se oxida más
lentamente que si se encuentra en forma de limaduras.
✓ Concentración de los reactivos. Si hay más reactivo en el mismo volumen hay más
posibilidades de que haya contactos entre los reactivos y la reacción sea más rápida.
✓ Catalizadores. Los catalizadores son sustancias químicas que al ponerlas con los reactivos
modifican la velocidad de reacción, haciendo que aumente (catalizador positivo) o
disminuya (negativo). Al terminar la reacción el catalizador no se ha modificado. Ejemplos
de catalizadores son las enzimas biológicas, como las que se encuentran en los jugos
digestivos.
6.5. ALGUNOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Según sea el tipo de reacción se pueden considerar diferentes clases de reacciones químicas:
6.5.1. Reacciones de síntesis
Son aquellas que se obtiene un único compuesto a partir de dos o más reactivos. Un ejemplo
es la reacción de obtención de agua.
2 H2 + O2 2 H2O
6.5.2. Reacciones de descomposición
Son aquellas que a partir de un compuesto se obtienen dos o más sustancias sencillas. Un
ejemplo es la reacción de hidrólisis del agua:
2 H2O 2 H2 + O2
6.5.3. Reacciones ácido-base
Estas reacciones se denominan reacciones de neutralización, en las que un ácido más una base
forma una sal más agua.
2HCl + Ca (OH)2 CaCl2 + H2O
Ácido + base Sal + agua
Para saber si una sustancia es ácido o base se emplea la escala de pH. Un pH entre 1 y 7 el
medio es ácido; un pH entre 7 y 14 se dice que es básico; u pH = 7 es neutro.
6.5.4. Reacciones oxidación-reducción
Las reacciones de oxidación-reducción (abreviadamente redox) son reacciones de
transferencia de electrones. Una sustancia pierde electrones, se oxida, y otra gana electrones, se
reduce. La sustancia que se oxida es la que reduce a la otra, es el reductor; la sustancia que se
reduce es la que oxida a otra, es el oxidante. Ambos procesos son simultáneos
Fe + O2 FeO
Aquí el hierro se oxida (es el reductor) y el oxígeno se reduce (es el oxidante).
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6.5.5. Reacciones de combustión
Las reacciones de combustión son un caso particular de las reacciones redox. En ellas un
compuesto o un elemento arde, combinándose con el oxígeno del aire, y desprenden luz y calor. Son
reacciones exotérmicas, pues se libera energía.
Ejemplos de reacciones de combustión son la combustión de carbono: al quemarse el carbón
da como único producto dióxido de carbono y energía:
C + O2 CO2 + Energía
Si la combustión se realiza con poco oxígeno, la reacción es incompleta (como ocurre en los
motores de combustión interna de los coches, se forma monóxido de carbono, gas muy peligroso
que puede producir la muerte por inhalación.
C + ½ O2 CO + Energía
La combustión de hidrocarburos derivados del petróleo (butano, propano, gasolinas)
desprende gran cantidad de energía (reacción exotérmica), dióxido de carbono y agua. Por ejemplo,
la reacción de combustión del butano (C4H10) es:
C4H10 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O + Energía
Es importante señalar que en el mundo industrializado se queman miles de toneladas de
hidrocarburos cada día, lo que hace que se libere el CO2 a la atmósfera en gran cantidad, provocando
el efecto invernadero, ya que este gas impide que se liberen los rayos infrarrojos emitidos por la
Tierra provocando un aumento de la temperatura del planeta trayendo consecuencias sobre el clima.
7. EJERCICIOS
1. Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos:
2. Un elemento tiene Z=46 y A=102:
a) ¿Cuántos protones tiene?
b) ¿Cuántos neutrones tiene?
c) ¿Cuántos electrones si es neutro?
3. Un elemento tiene 2 protones y 3 neutrones
a) ¿Cuál es su número atómico?
b) ¿Cuál es su número másico?
4. Completa la siguiente tabla:
FÓRMULA NOMBRE FÓRMULA NOMBRE
H2 Pentóxido de dibromo
MgO Diantimoniuro de trimercurio
NI3 Monóxido de cobre
SO3 Telururo de plata
Se Dinitruro de triestaño
O Trihidruro de hierro
Cu2O NiP
Tema 5 Distancia Académicas: LA MATERIA Y LOS CAMBIOS QUÍMICOS Página 12
Trióxido de dihierro AuH
Tricloruro de oro AlSb
Amoniaco AlCl3
Hidruro de litio Cl2O7
Dióxido de selenio Co2O3
Sulfuro de diplata CrB
Tricloruro de boro H2O
Óxido de bario CH4
Seleniuro de disodio CuF2
5. Utilizando las masas atómicas que vienen en la tabla periódica (redondea al entero más próximo,
en el caso del Cl utiliza 35,5) calcula las masas moleculares de los siguientes compuestos:
a) MgO
b) CH4
c) Cl2O5
d) H2SO4
e) NaBr
6. Responde a las siguientes cuestiones:
a) ¿cuántos moles son 9 gramos de agua?
b) ¿Cuántos gramos son 5 moles de boro?
c) ¿Cuántos moles son 230 gramos de sodio?
d) ¿Cuántos gramos son 10 moles de H2SO4?
e) ¿Cuántos moles son 5 gramos de KOH?
7. Observando las ecuaciones químicas siguientes responde:
a) Sea la reacción C + H2 CH4
¿Qué tipo de reacción es?
¿Está ajustada? ¿por qué?
b) Tenemos la reacción C3H8 + 7 O2 3 CO2 + 4 H2O
¿Qué tipo de reacción es?
¿Está ajustada? ¿por qué?
c) Dada la reacción HCl + NaOH NaCl + H2O
¿Qué tipo de reacción es?
¿Está ajustada? ¿por qué?
Tema 5 Distancia Académicas: LA MATERIA Y LOS CAMBIOS QUÍMICOS Página 13
8. SOLUCIONARIO
1. F: 9 protones, 10 neutrones y 9 electrones
Ni: 28 protones, 31 neutrones y 28 electrones
K: 19 protones, 20 neutrones y 19 electrones
Sn : 50 protones, 69 neutrones y 50 electrones
2. 46 protones, 62 neutrones y 46 electrones
3. Z=2 y A=5
4. Completa la siguiente tabla:
FÓRMULA NOMBRE FÓRMULA NOMBRE
H2 Hidrógeno Pentóxido de dibromo Br2O5
MgO Öxido de magnesio Diantimoniuro de trimercurio Hg3Sb2
NiI3 Triyoduro de níquel Monóxido de cobre CuO
SO3 Trióxido de azufre Telururo de plata AgTe
Se Selenio Dinitruro de triestaño Sn3N2
O Oxígeno atómico Trihidruro de hierro FeH3
Cu2O Óxido de dicobre Fosfuro de níquel NiP
Fe2O3 Trióxido de dihierro Hidruro de oro AuH
AuCl3 Tricloruro de oro Antimoniuro de aluminio AlSb
NH3 Amoniaco Tricloruro de alumnio AlCl3
LiH Hidruro de litio Heptóxido de dicloro Cl2O7
SiO2 Dióxido de silicio Trióxido de dicoblato Co2O3
Ag2S Sulfuro de diplata Boruro de cromo CrB
BCl3 Tricloruro de boro Agua H2O
BaO Óxido de bario Metano CH4
Na2Se Seleniuro de disodio Difloruro de cobre CuF2
5. a) 40 u b) 20 u c) 151 u d) 98 u e) 103 u
6. a) 0,5 moles b) 55 g c) 10 moles d) 980 g e) 0,088 g
7. a) formación, no está ajustada 2 H en los reactivos y 4 en los productos.
b) Combustión, sí está ajustada (contar átomos)
c) Ácido-base, sí está ajustada (contar átomos).