1º ESO. Los estados de la materia

Como sabéis una sustancia la podemos encontrar en la naturaleza en tres estados diferentes: sólidos, líquidos y gaseosos. Según la teoría cinética la materia se ordena por partículas, que son la unidades que constituyen la materia y según como se encuentren unidas estas partículas la sustancia se encuentra en un estado de la materia u otro.

En el estado sólido de la materia, la partículas se encuentran muy unidas entre sí, son capaces de vibrar un poco pero son incapaces de desplazarse. En estado líquido, las partículas todavía se encuentran unidas pero las fuerzas son más débiles los que permiten a las partículas mover ses por grupos unos sobre otros, esto les permite fluir adaptar cualquier forma y fluir. En estado gaseoso, las partículas ya no están unidas y se mueven libremente ocupando todo el espacio disponible, no teniendo ni volumen ni forma fija.




Una de las particularidades que tiene el estado gaseoso sobre los otros estados es que al existir espacio libre entre les partículas el gas puede ser comprimido, que es cuando disminuye el espacio entre las partículas y el gas ocupa un volumen menor, o por el contrario se puede expandir que es cuando aumenta la distancia entre sus partículas y aumenta su volumen.

Una sustancia en los tres estados se puede dilatar que es su aumento de su volumen cuando aumenta su temperatura, este proceso se denomina dilatación, por el contrario existe el proceso contrario que se denomina contracción que es la disminución de volumen de una sustancia porque desciende su temperatura.

3º ESO. Problemas sobre gases

1. Tenemos un gas en un envase con una presión de 10 atm y un volumen de 15 litros, tras pasar 10 minutos la presión es de 15 atm ¿Cuál es el nuevo volumen?.

2. La botella de un buceador al iniciar la inmersión tienes 200 atm y 1200 litros de aires, si al salir de la inmersión tiene 80 litros de aire. ¿Cuál será la presión de la botella?

3. Tenemos un recipiente con una temperatura de 26 ºC y una presión de 23 atm, si subimos la presión hasta 40 atm ¿Cuál será la nueva temperatura?

4. Una vez realizada una experiencia hemos obtenido como resultado 30 atm y 30 ºC en un recipiente con un gas, si la presión inicial era de 10 atm ¿Cuál era la temperatura inicial?

5. En el interior de una cámara tenemos un gas que se encuentra a presión de 16 atm, con un volumen de 10 litros y una temperatura de 25 ºC. Si transcurrido un tiempo la temperatura ha descendido a 3 ºC ¿Cuál es su nueva presión?

6. Un globo tiene un volumen de 80 litros y una temperatura de 30 ºC, si transcurrido un determinado periodo de tiempo la temperatura ha ascendido hasta los 40 ºC, ¿Cuál es el nuevo volumen?

7. En un recipiente introducimos 30 litros de gas, a una temperatura de 20 ºC; si el volumen máximo del recipiente es de 50 litros ¿Cuál será la temperatura máxima que podrá alcanzar el gas?

4º ESO. Formulación química inorgánica. 2ª parte

Ácidos oxoácidos

Los ácidos oxoácidos son compuestos químicos cuya estructura está formada por hidrógeno, oxígeno y un elemento no metálico, que proceden de la reacción del óxido no metálico correspondiente con agua y que en disolución acuosa ceden el hidrógeno en forma de ion H+ (protón).

En estos compuestos el no metal ocupa la posición central y tiene número de oxidación positivo −El no metal puede ser sustituido en algún caso por un metal de transición con estado de oxidación elevado−. El oxígeno tiene siempre estado de oxidación 2− y el hidrógeno 1+.

Formulación.
La fórmula general de los ácidos oxoácidos es la siguiente:

HaXOb

siendo X el no metal que da el nombre al ácido y a y b números relacionados con los estados de oxidación −ATENCIÓN, no son los estados de oxidación−. H2SO4 − HMnO4

Para llegar a esta fórmula, conocido el nombre, se puede partir del óxido correspondiente añadiéndole una molécula de agua, si la nomenclatura utilizada es la tradicional o bien, si se trata de las nomenclaturas sistemáticas, se escribe toda la información del nombre debiendo determinar el número de átomos de hidrógeno.

Nomenclatura.

El nombre de los ácidos oxoácidos depende de la nomenclatura elegida:

a) Según la nomenclatura sistemática funcional, el nombre será el siguiente:
Ácido oxo (estado de oxidación de X en números romanos) Ácido trioxonítrico (V)

b) Según la nomenclatura sistemática estequiométrica, el nombre será el siguiente:
oxo (estado de oxidación de X en números romanos) de hidrógeno Trioxonitrato (V) de hidrógeno

Para escribir la fórmula de un ácido según las diferentes nomenclaturas se debe obtener previamente el estado de oxidación del elemento central.
Determinación del número de hidrógenos cuando se formula.

Para determinar el número de hidrógenos se debe tener en cuenta el número de átomos de cada elemento, los estados de oxidación del oxígeno y del hidrógeno y que la fórmula debe ser neutra, aplicando la expresión:

nº átomos O * (−2) + nº átomos de H * (+1) + nº átomos X * (EOx) = 0
calculando el número de átomos de hidrógeno.
Ejemplo: ¿Cuál es el número de H presentes en el ácido trioxonítrico (V)?:
Según la fórmula hay 3 átomos de oxígeno y uno de nitrógeno que actúa con estado de oxidación 5+. Por tanto:
3*(−2) + x*(+1) + 1*(+5) = 0  x = 1
Determinación del estado de oxidación del elemento central cuando se construye el nombre.
En estos compuestos químicos los estados de oxidación no se pueden obtener directamente a partir de la fórmula. Para determinarlos se aplica la expresión anterior:
nº atomos O * (−2) + nº átomos de H * (+1) + nº átomos X * (EOx) = 0
calculando el valor de EOx.
Ejemplo: ¿Cuál es el estado de oxidación del S en el ácido H2SO4?:
4*(−2) + 2*(+1) + 1*EOx = 0  EOx = +6
Ejemplos.
Formulación:
Elemento central Estado de oxidación Fórmula S 6+ H2SO4 Cl 7+ 5+ HClO4 HClO3 N 5+ 3+ HNO3 HNO2 C 4+ H2CO3 Mn 7+ HMnO4
Nomenclatura:

Nomenclaturas sistemáticas Nomenclatura tradicional Ácido Funcional* Estequiométrica HNO2 Acido dioxonítrico (II) Dioxonitrato (II) de hidrógeno Acido nitroso HBrO3 Acido trioxobrómico (V) Trioxobromato (V) de hidrógeno Acido brómico H2CO3 Acido trioxocarbónico (IV) Trioxocarbonato (IV) de hidrógeno Acido carbónico H2CrO4 Acido tetraoxocrómico (VI) Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno Ácido crómico HIO Acido monoxoiódico (I) Monoxoiodato (I) de hidrógeno Acido hipoiodoso
La IUPAC acepta como válidos los nombre tradicionales de los oxoacidos debido a ser muy utilizados.
Particularidades de la nomenclatura tradicional.
La nomenclatura tradicional, no recomendada, utiliza otros prefijos, además de los conocidos, para dar nombre a “ácidos especiales”. Así, por ejemplo, el fósforo o el yodo dan lugar a ácidos diferentes, con el mismo estado de oxidación, cuando sus óxidos se combinan con distintas cantidades de agua:
a) P2O5 + H2O H2P2O6 HPO3 b) P2O5 + 2H2O H4P2O7 c) P2O5 + 3H2O H6P2O8 H3PO4
Los tres son ácidos fosfóricos, según esta nomenclatura, por lo que hay que introducir nuevos prefijos para diferenciarlos:
a) ácido metafosfórico  menor cantidad de agua b) ácido pirofosfórico c) ácido ortofosfórico  mayor cantidad de agua
Esto ocurre con otros elementos como el silicio, el boro, el bromo y el yodo. En el caso de yodo y del bromo el ácido orto, con mayor cantidad de agua, se formula con 5 moléculas de agua y este prefijo se suele suprimir, por lo que el ácido ortofosfórico se nombra normalmente como ácido fosfórico simplemente, el ácido ortobórico como ácido bórico, etc.
El prefijo di- en la nomenclatura de ácidos.
Algunos ácidos contienen dos átomos del elemento central en su molécula: son los diácidos.
Cuando se formulan o nombran utilizando las nomenclaturas sistemáticas se sigue el mismo procedimiento que en los ácidos normales, de ahí la ventaja de estos sistemas de formulación, incluyendo la partícula di- antes del nombre el elemento central: Acido heptaoxodicromico (VI) - H2Cr2O7 Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno - H2S2O7
El problema surge cuando se utiliza la nomenclatura tradicional. Para nombrarlos se antepone el prefijo di- al nombre: ácido disulfúrico
mientras que para escribir la fórmula se parte del ácido normal, se suman dos moléculas de éste y al resultado se le “quita” una molécula de agua: Acido dicrómico: H2CrO4 + H2CrO4 H4Cr2O8 − H2O = H2Cr2O7
Sales derivadas de los ácidos oxoácidos
Definición.
Las sales derivadas de los ácidos oxoácidos -sales oxisales- son compuestos químicos cuya estructura está formada por un metal, oxígeno y un elemento no metálico, que proceden que proceden de la sustitución de los átomos de hidrógeno del ácido por uno o más átomos de un elemento metálico.
Cuando la sustitución es total, es decir, no queda ningún hidrógeno, la sal es neutra, mientras que si la sustitución es parcial y sí queda algún hidrógeno la sal es ácida -se verán más adelante-.
También se puede decir que la sales oxisales son especies formadas por la unión de un catión cualquiera y un anión, distinto del hidruro, hidróxido y óxido.
Formulación.
La fórmula general de las oxisales puede ajustarse a la siguiente:

Mea(XOb)c

siendo X el no metal que da el nombre al ácido de procedencia, Me el metal que sustituye al hidrógeno del ácido de procedencia y a, b y c son números relacionados con los estados de oxidación −ATENCIÓN, no son los estados de oxidación−. Según sean los subíndices, la fórmula podrá simplificarse: Na2SO4 − Ca(MnO4)2 − Fe2(CO3)3

Para llegar a esta fórmula, conocido el nombre, se pueden aplicar el siguiente procedimiento:

Determinar la nomenclatura utilizada. Determinar que parte del nombre corresponde al anión y, por tanto, al ácido de procedencia de la sal. Determinar que parte del nombre corresponde al catión y, por tanto, al metal que sustituye al hidrógeno. Escribir el ácido de procedencia y eliminar los hidrógenos. Por cada hidrógeno eliminado se genera una carga negativa. Escribir el metal con su estado de oxidación -que será positivo- Escribir el símbolo del metal seguido del número de cargas negativas del anión como subíndice. A continuación escribir entre paréntesis el anión seguido del número de oxidación del metal como subíndice. Simplificar la fórmula si se puede.

Nomenclatura.

El nombre de las sales oxoácidas depende de la nomenclatura elegida. La nomenclatura sistemática estequiométrica recomendada por la IUPAC presenta dos variantes:

a) Según la primera variante, el nombre será el siguiente:

oxo (estado de oxidación de X en números romanos) de (estado de oxidación de Me) trioxonitrato (V) de hierro (II)

b) Según la segunda opción, el nombre será el siguiente:

oxo (estado de oxidación de X en números romanos) de Bis trioxonitrato (V) de hierro
Los prefijos de grupo aniónico son: bis, tris, tetrakis, pentakis, hexakis…, para dos, tres, cuatro, cinco, seis… grupos en la fórmula, y viene determinados por el valor del número c.

Para llegar al nombre, conocida la fórmula, se puede aplicar el siguiente procedimiento:

Determinar que parte de la fórmula corresponde al anión -se encontrará en la parte derecha de la fórmula al ser la parte negativa- Determinar que parte de la fórmula corresponde al catión -se encontrará en la parte izquierda de la fórmula al ser la parte positiva-. En función del subíndice que acompañe al catión determinar el número de cargas negativas del catión, el número de hidrógenos perdidos por el ácido de procedencia y el estado de oxidación del elemento X. En función del subíndice que acompañe al anión determinar el número de oxidación que corresponde al catión. En los dos pasos anteriores se debe considerar que la fórmula puede estar simplificada, para saberlo, comparar el estado de oxidación obtenido para el catión, que será un metal, con sus estados de oxidación reales. Nombrar el compuesto utilizando el esquema propuesto.

También se pueden nombrar por la nomenclatura tradicional, sin bien no es aconsejable. En este caso los cinco primeros pasos a seguir son los mismos y a partir del sexto sigue de la siguiente forma:

Nombrar en primer lugar el anión a partir del nombre del ácido de referencia cambiado las terminaciones de ácido por las de sal: −ico por −ato / −oso por −ito. Nombrar en segundo lugar el catión, que será un metal, acabado en la terminación correspondiente a su estado de oxidación.
Al nombrar se mantienen los sufijos orto y meta, así como los di, tri, etc, del ácido de procedencia. Algunas raíces cambian: azufre pasa de sulfur− a sulf−, el fósforo pasa de fosfor− a fosf−.
Se puede utilizar una cuarta nomenclatura, permitida por la IUPAC, mezcla de la nomenclatura tradicional y la de Stock, en la que el nombre se compone del nombre del anión según la nomenclatura tradicional seguido del nombre del metal y su valencia entre paréntesis: Nitrato de hierro (II)

Ejemplos.


Sales ácidas

Definición.

Las sales ácidas son sales derivadas de los ácidos hidrácidos o de los oxoácidos en las cuales no se han sustituido todos los hidrógenos por un elemento metálico.

Formulación.

La fórmula general de las sales ácidas puede ajustarse a la siguiente:

Mea(HdXOb)c

sal ácida derivada de ácido oxoácido Me(HX)b sal ácida derivada de ácido hidrácido
siendo X el no metal que da el nombre al ácido de procedencia, Me el metal que sustituye al hidrógeno del ácido de procedencia y a, b c y d son números relacionados con los estados de oxidación −ATENCIÓN, no son los estados de oxidación−. En el caso de las sales derivadas de ácidos hidrácidos X es un elemento no metálico del grupo VIA. Según sean los subíndices, la fórmula podrá simplificarse:

NaHSO4 − Ca(HMnO4)2 − Fe(HCO3)3 NaHS − Ca(HSe)2 − Fe(HTe)3

Para llegar a esta fórmula, conocido el nombre, se pueden aplicar el siguiente procedimiento:
Determinar la nomenclatura utilizada relacionándola con la nomenclatura de las sales neutras. Determinar que parte del nombre corresponde al anión y, por tanto, al ácido de procedencia de la sal y cuantos hidrógenos contiene. Determinar que parte del nombre corresponde al catión y, por tanto, al metal que sustituye al hidrógeno. Escribir el ácido de procedencia y eliminar los hidrógenos que correspondan. Por cada hidrógeno eliminado se genera una carga negativa. Escribir el metal con su estado de oxidación -que será positivo- Escribir el símbolo del metal seguido del número de cargas negativas del anión como subíndice. A continuación escribir entre paréntesis el anión seguido del número de oxidación del metal como subíndice. Simplificar la fórmula si se puede.

Nomenclatura.

El nombre de las sales ácidas depende de la nomenclatura elegida. Para las sales ácidas oxoácidas, la nomenclatura sistemática estequiométrica recomendada por la IUPAC presenta dos variantes:

a) Según la primera variante, el nombre será el siguiente:
hidrógeno oxo (estado de oxidación de X en números romanos) de (estado de oxidación de Me) Hidrógeno tretraxosulfato (VI) de hierro (III)
b) Según la segunda opción, el nombre será el siguiente:
hidrógeno oxo (estado de oxidación de X en números romanos) de Tris hidrógenotetraoxosulfato (VI) de hierro

Los prefijos de grupo aniónico son: bis, tris, tetrakis, pentakis, hexakis…, para dos, tres, cuatro, cinco, seis… grupos en la fórmula, y viene determinados por el valor del número c.
Para llegar al nombre, conocida la fórmula, se puede aplicar el siguiente procedimiento:
Determinar que parte de la fórmula corresponde al anión -se encontrará en la parte derecha de la fórmula al ser la parte negativa- que contendrá átomos de hidrógeno. Determinar que parte de la fórmula corresponde al catión -se encontrará en la parte izquierda de la fórmula al ser la parte positiva-. En función del subíndice que acompañe al catión determinar el número de cargas negativas del catión, el número de hidrógenos perdidos por el ácido de procedencia y el estado de oxidación del elemento X. En función del subíndice que acompañe al anión determinar el número de oxidación que corresponde al catión. En los dos pasos anteriores se debe considerar que la fórmula puede estar simplificada, para saberlo, comparar el estado de oxidación obtenido para el catión, que será un metal, con sus estados de oxidación reales. Nombrar el compuesto utilizando el esquema propuesto.

También se pueden nombrar por la nomenclatura tradicional, sin bien no es aconsejable. En este caso se nombrar como la sal neutra añadiéndole el prefijo bi-: Bisulfato férrico
Se puede utilizar una cuarta nomenclatura, permitida por la IUPAC, mezcla de la nomenclatura tradicional y la de Stock, en la que el nombre se compone del número de hidrógenos seguido del nombre del anión según la nomenclatura tradicional y finalmente del nombre del metal y su valencia entre paréntesis: Hidrógeno sulfato de hierro (III)
En cuanto a las sales ácidas hidrácidas, la nomenclatura recomendada indica que se debe
anteponer la palabra hidrógeno al nombre de la sal neutra: Hidrógeno sulfuro de hierro (III)

4º ESO Formulación química inorgánica. 1ª parte

-COMPUESTOS BINARIOS

Estos compuestos están formados por dos elementos. Tenemos dos posibles tipos de combinaciones:

- combinación metal –- no metal

- combinación no metal – no metal

-FORMULACIÓN.

Para escribir la fórmula de un compuesto binario seguiremos, en general, los siguientes pasos.

1) Si se trata de una combinación metal─no metal el símbolo del elemento metálico se escribe siempre a la izquierda y el del elemento no metálico a la derecha.

Si se trata de una combinación no metal─no metal, los dos elementos se ordenan como dice la siguiente lista (busca los dos elementos que necesites y ponlos en el mismo orden, el que esté primero a la izquierda, y el otro, a la derecha).

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F

Así, por ejemplo, podríamos tener :

- Hidrógeno (no metal) y sodio (metal): NaH

- Oxígeno (no metal) y azufre (no metal) SO

- Flúor (no metal) y selenio (no metal): SeF

…

2) El elemento situado a la derecha (siempre un no metal) actúa con su valencia negativa. El elemento de la izquierda puede actuar con cualquiera de sus valencias positivas.

3) Se intercambian las valencias y se ponen como subíndices. Si se puede, se simplifican. El subíndice 1 no se pone nunca.

-Algunos ejemplos:

a) Compuestos de hidrógeno (no metal) y hierro (metal).

Se pone el metal primero (Fe) y después el no metal (H): FeH

El hidrógeno actúa sólo con una valencia (-1)

Se cruzan las valencias (es decir, se pone la valencia del hidrógeno, +1, como subíndice del Fe, y la valencia del hierro como subíndice del H).

Hierro con valencia +2: FeH₂ Hierro con valencia +3: FeH₃

b) Compuestos de oxígeno (no metal) y azufre (no metal).

Mirando la lista vemos que primero habrá que escribir el azufre (S) y después el oxígeno (O): SO

El oxígeno actúa con su valencia negativa (-2), el azufre lo hará con cualquiera de sus tres valencias positivas (+2, +4, +6). Tenemos, pues, tres posibles compuestos de este tipo.

Cruzamos las valencias y escribimos los subíndices:

Azufre con valencia +2: S₂O₂ à SO

Azufre con valencia +4: S₂O₄ à SO₂

Azufre con valencia +6: S₂O₆ à SO₃

En los tres casos hemos simplificado los subíndices dividiéndolos por 2.

c) Compuestos de selenio (no metal) y cromo (metal).

Se pone primero el metal (Cr) y luego el no metal (Se): CrSe

El selenio actúa con su valencia negativa (-2), el cromo lo puede hacer con sus tres valencias positivas (+2, +3, +6).

Cruzamos las valencias y escribimos los subíndices:

Cromo con valencia +2: Cr₂Se₂ à CrSe

Cromo con valencia +3: Cr₂Se₃

Cromo con valencia +6: Cr₂Se₆ à CrSe₃

Nuevamente, los subíndices se han simplificado cuando se ha podido.

-NOMENCLATURA.

El nombre del compuesto suele venir dado por el el nombre del elemento no metálico (el de la derecha) terminado con el sufijo –uro (menos cuando se trate del oxígeno, que forma óxidos). Por ejemplo:

- El hidrógeno forma hidruros.

- El cloro forma cloruros.

- El bromo forma bromuros.

- El azufre forma sulfuros (¡y no azufruros!)

…

- Pero el oxígeno forma óxidos.

Tambíen son compuestos binarios los peróxidos y los hidróxidos, pero los comentaremos aparte.

Existen tres formas diferentes de nombrar los compuestos (tres nomenclaturas):

- sistemática,

- de Stock,

- tradicional

La tradicional cada vez se usa menos, aunque es necesaria conocerla porque aún se utiliza mucho en algunos casos (por ejemplo, ácido sulfúrico y amoníaco son nombres en nomenclatura tradicional).

Normalmente, en los tres casos, se nombra el compuesto según el elemento situado a la derecha (el no metal) y luego se indica el segundo de ellos. La diferencia principal que hay entre las tres nomenclaturas es la forma en que se indica la valencia de los compuestos.

-Nomenclatura sistemática.

En esta nomenclatura se indican los subíndices mediante prefijos:

1 à mono- 2 à di-

3 à tri- 4 à tetra-

5 à penta- 6 à hexa-

7 à hepta-

Cuando no hay confusión posible (porque el elemento de la izquierda sólo tiene una posible valencia) los prefijos pueden obviarse.

FeH₂ à dihidruro de hierro H₂Te à telururo de (di)hidrógeno

SO à monóxido de azufre Fe₂S₃ à trisulfuro de dihierro

N₂O₅ à pentaóxido de dinitrógeno PCl₅ à Pentacloruro de fósforo

-Nomenclatura de Stock.

En este caso se indica la valencia del elemento de la izquierda en números romanos y entre paréntesis. Si ese elemento sólo tiene una valencia, no se pone ningún número. (La valencia del elemento de la derecha, que da nombre al compuesto, no se indica porque, como es única, se sobreentiende que se conoce.)

FeH₂ à hidruro de hierro (II) H₂Te à telururo de hidrógeno

SO₃ à óxido de azufre (VI) Fe₂S₃ à sulfuro de hierro (III)

N₂O₅ à óxido de nitrógeno (II) PCl₅ à cloruro de fósforo (V)

-Hidróxidos.

Los hidróxidos son un tipo especial de compuestos binarios (pues en el fondo estan compuestos por tres tipos de átomos). Básicamente consisten en la unión de lo que se llama grupo hidroxilo (OH), compuesto por un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno unidos entre sí.

El grupo hidroxilo funciona como si fuera un “elemento” de los que hemos usado hasta ahora, y puede unirse con otros elementos, siempre metales. La valencia que le asignamos al OH es -1.

Teniendo esto en cuenta (que tratamos al OH como si fuera un elemento) la formulación y la nomenclatura de estos compuestos sigue las mismas reglas que hemos comentado anteriormente.

Por ejemplo (primero la nomenclatura sistemática y luego la de Stock)

NaOH à Hidróxido de sodio / Hidróxido de sodio

Mg(OH)₂ à Dihidróxido de magnesio / Hidróxido de magnesio

CuOH à Hidróxido de cobre / Hidróxido de cobre (I)

Cu(OH)₂ à Dihidróxido de cobre / Hidróxido de cobre (II)

-Peróxidos.

Los peróxidos son compuestos parecidos a los óxidos, pero en este caso resulta que lo que se une son dos átomos de oxígeno que van juntos, lo que se conoce como grupo peroxilo (O₂).

Este grupo funciona como si tuviera valencia 2, y lo único que hay que tener en cuenta a la hora de formular es que el subíndice 2 del oxígeno no se puede simplificar.

Así, en general, los peróxidos tienen la siguiente pinta:

Me₂(O₂)_x

donde x es la valencia con la que actúa el metal Me.

A la hora de nombrarlos con la nomenclatura sistemática se nombran como si tratara de un óxido normal y corriente, mientras que en la nomenclatura de Stock se hace normal (diciendo Peróxido). Por ejemplo (sistematica/Stock):

H₂O₂ (no se simplifica) à Dióxido de dihidrógeno / Peróxido de hidrógeno

Fe₂(O₂)₂ à FeO₂ Dióxido de hierro / Peróxido de hierro (II)

BaO₂ à Dióxido de bario / Peróxido de bario

4º ESO. El Enlace metálico.

1. El enlace metálico.

Una de las características que poseen los elementos metálicos es que poseen entre 1 y 3 electrones en su capa externa débilmente unidos a su núcleo y que pueden ser cedido con cierta facilidad. Cuando se forma un enlace metálico las capas exteriores de los átomos se solapan quedando los electrones entremezclados y no asociados a ningún átomo en concreto, de está forma los electrones son compartidos por los diferentes núcleos que forman el compuesto.





2. Propiedades del enlace metálico.

1. Los metales son duros pero dúctiles ya que se pueden mover una capa de átomos sobre otra.
2. Como los electrones se pueden mover con facilidad son buenos conductores de la electricidad.
3. Son buenos conductores del calor, ya que los átomos está muy cercanos entre sí.
4. Poseen brillo.
   

4º ESO. El enlace iónico

1. El enlace iónico.

Existen elementos que para completar su capa externa no comparten electrones, sino que los ganan o los pierden para unirse a otros átomos o al formar compuestos. Los compuestos iónicos son agrupaciones neutras de cationes y aniones que se mantienen unidos por la atracción entre iones de cargas opuestas.

Cuando un elemento metálico se encuentra con en elemento no metálico el primero cede electrones al segundo, así los dos adquieren cargas de signos opuestos y se atraen.

Un buen ejemplo de esto es como se forma el cloruro de sodio (NaCl). El Na tiene un electrón en su última capa exterior que si lo pierde se quedaría con 8 electrones en su ultima capa y con carga positiva porque tendría un protón más, ya que ha perdido un electrón, recibe el nombre de catión. Por su parte el Cl tiene 7 electrones en su última capa exterior y adquiere el electrón del Na con lo que consigue 8 electrones y carga negativa ya que tiene más electrones que protones y recibiendo el nombre de anión. Al tener ambos electrones cargas opuestas se atraen estableciendo el enlace iónico.

2. Propiedades del enlace iónico.

1. Son cristalinos a temperatura ambiente, ya que cada ión está rodeado por un ión de signo contrario.
2. Tienen elevados puntos de fusión y ebullición, ya que su red cristalina es muy estable.
3. Presenta gran dureza o resistencia a ser rayados, ya que supondría romper muchos enlaces.
4. Son malos conductores de la electricidad en estado sólido, ya que su electrones no se pueden mover.
5. Son frágiles y quebradizos, son capaces de romperse en los planos entre las filas de los iones.
6. Buenos conductores de la electricidad en estado fundido, ya que quedan los iones libres.
7. La mayoría son solubles en agua.
   

4º ESO. El Enlace. El Enlace Covalente.

En la naturaleza los átomos que constituyen la materia se encuentran unidos formando moléculas o agrupaciones más complejas. A pesa de ello existen una serie de elementos que si se encuentran en forma de átomos libres en la naturaleza, estos son los que pertenecen al grupo de los gases nobles. Como sabéis los elementos que pertenecen a este grupo tienen completa su capa externa con 8 electrones por lo que tienen la estructura electrónica más estable posible.

El resto de los elementos tienden a unirse para tener 8 electrones en su última capa, obteniendo así la mayor estabilidad posible. Los átomos se enlazan para formar moléculas y compuestos con el fin de adquirir conjuntamente configuraciones electrónicas estables.

Un enlace químico lo podemos definir como la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en las distintas agrupaciones atómicas.

EL ENLACE COVALENTE.

Los átomos que adquieren su estabilidad electrónica compartiendo con otros átomos están unidos mediante un enlace covalente. Este tipo de enlace se estable entre átomos no metálicos, los situados a la derecha de la tabla periódica.

En el caso de la formación de las moléculas de hidrógeno, los dos átomos de hidrógeno comparten un electrón cada uno obteniendo así una estructura estable similar a la del gas noble más próximo, el helio.

En el caso del Cloro en la capa externa cada átomo tiene siete electrones en su última capa, cuando se acercan dos átomos de cloro y se unen sus capas se comparten dos electrones, uno de cada átomo. Así el átomo tiene ocho electrones en su ultima capa por lo ya ha obtenido su estabilidad.

En el caso del oxígeno son 2 electrones por átomo los que se comparten, y 3 electrones por átomo en el caso del nitrógeno.

CRISTALES ATÓMICOS COVALENTES.

Los enlaces covalentes en ciertas sustancias son capaces de formar redes tridimensionales de gran estabilidad. Un ejemplo de ello es el diamante que es uno de los materiales más duros de la naturaleza.

El Carbono es uno de los elementos capaces de formar dichos enlaces formando dos materiales diferentes: el diamante y el grafito.

El carbono tiene en su última capa 4 electrones, por lo que para obtener la estabilidad le faltan otros cuatros electrones y así obtienen la configuración similar a la del gas noble, el neón.

Cuando se forma el enlace solo un átomo de carbono completa su última capa quedando así los otros 4 átomos con electrones libres para formar nuevos enlaces y así formar una red cristalina.

En el caso del diamante los átomos de carbono se sitúan en una red tridimensional en todas las direcciones.

Sin embargo en el grafito los átomos de carbono se distribuyen en anillos de 6 miembros. Cada átomo esta unido a otros tres átomos quedando electrones libres los que permite al grafito ser conductor de la energía eléctrica.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SIMPLES COVALENTES.

1. Los elementos covalentes suelen estar en forma molecular, con frecuencia gaseosos y con menor frecuencia líquidos.

2. Sus puntos de fusión de ebullición y fusión son muy bajos.

3. El Yodo, caso especial, forma un cristal covalente molecular. Está en forma de sólido blando, con un punto de ebullición y fusión bajo.

4. Los elementos covalentes son insolubles o muy pocos solubles en agua.

5. Los cristales covalentes atómicos de carbono son tan fuertes que se necesitas gran cantidad de energía para romper su estructura.

1º ESO. La densidad.

La densidad es una propiedad de la materia que resulta de la relación entre la masa y el volumen que ocupa un cuerpo:





La unidad de medidad la densidad en el Sistema Internacional es Kg/m^3, aunque con frecuencia se utiliza el g/cm^3.

1º ESO. Masa, volumen y capacidad.

Dos de las propiedades extensivas básicas de los cuerpos son la masa y el volumen. Como ya hemos visto antes las propiedades extensivas de la materia son aquellas que podemos medir.

La masa la podemos definir como la cantidad de materia que contiene un cuerpo. Para medir la masa utilizaremos una balanza y su unidad de medida en el Sistema Internacional es el kilogramo.

El volumen de un cuerpo de el espacio que ocupa dicho cuerpo. Como unidad de medida del volumen en el Sistema Internacional es el metro cúbico.

Por otro lado la capacidad es el volumen máximo que pueden contener ciertos recipientes que se utilizan para medir líquidos.

1º ESO. Medidas, magnitudes y unidades

Tenemos que tener bien claro desde el principio que es medir, ya que esto es muy importante para poder entender el resto de los conceptos del tema. Medir es comparar algo con un modelo o patrón establecido para saber cuantas veces lo contiene. Recordad que nuestro patrón para medir el largo del pasillo de las clases es el metro y lo que hacemos es averiguar cuantas veces está contenido nuestro patrón en esta distancia.

Auqellas propiedades de la materia que podemos medir las llamaremos cuantitativas y aquellas que no podemos medir cualitativas.

Como magnitud entendemos todo aquello que podemos medir, como por ejemplo la longitud, la masa y el volumen.

La unidad de medida es el patrón que utilizamos para medir una magnitud. Las magnitudes se representan mediante simbolos, la masa mediante la letra m, el volumen con la letra V, y la temperatura con la letra T.

1º ESO. Propiedades de la materia

Cuando observamos un objetos o una sustacia la podemos describir según sea su color, sabor, olor, dureza, tamaño, volumen, densidad, si es conductor de la electricidad, del calor, si es atraido por los imanes... Estas cualidades y otras que podemos utilizar para describir un objeto o una sustancia son propiedades de la materia.

Las propiedades de la materia las clasificaremos en dos tipos: propiedades extensivas y propiedades intensivas de la materia.

Las propiedades extensivas de la materia son aquellas que dependen del tamaño del cuerpo que estemos observando. Por ejemplo son la masa y volumen ya que las podemos medir.

Las propiedades intensivas de la materia son aquellas que no depende del tamaño del cuerpo que estemos observando. Por ejemplo son el brillo, el color... Con estas propiedades podemos diferenciar un cuerpo de otro.

Es importante saber que cuando dos cuerpos tienen las misma propiedades intensivas, decimos que están formados por la misma sustancia.

3º ESO. Sustancias homogéneas

Las sustancias homogéneas pueden estar formadas por una o varias sustancias. Si está formado por una sola sustacia estamos hablando de una sustancia pura si la podemos separar en varias sustancias por medios físicos estamos hablando de una disolución.

Debemos recordar que la proporción en la que se encuentran las sustancias que componen una disolución puede ser variable

Las sustacias puras puras las podemos someter a procedimientos químicos para saber si se pueden dividir en sustancias más simples. Entonces hablamos de compuestos que son aquellas sustacias que podemos descomponerlas en sustancias simples que las componen. Y sustancias simples que es una sustancia pura que no puede ser descompuesta en sustancias más sencillas por métodos o procecesos químicos.

3º ESO. Clasificación de los sistemas materiales según su aspecto.

Los sistemas materiales los podemos dividir en dos grupos según sea el aspectos que observamos:

a. Sistema material heterogéneo, que es el que no presenta un aspecto uniforme en todos sus puntos.

b. Sistema material homogéneo, que es aquel que presenta un aspecto uniforme en todos sus puntos.

Los sistemas heterogéneos la proporción en la que se encuentran las diversas sustancias que forman el sistema o mezcla es variable y los componentes conservan todas sus propiedades.

4º ESO. Llenado de orbitales

En estado neutro todos los átomos diferentes del átomo de hidrógeno poseen más de un electrón, el átomo de helio posee 2 electrones, el de litio tres electrones, y en general un átomo de un elemento con un número atómico Z tendrá Z electrones. Es lo que llamaremos átomos multielectrónicos.

Estos electrones van llenando los diferentes orbitales de un átomo multielectrónico, para ellos debemos plantearnos los orbitales de la siguiente forma: el orbital s está formado por una caja donde caben sólo 2 electrones, el orbital p por tres cajas en las que caben dos electrones en cada una, el orbital d tiene 5 cajas y así consecutivamente...

La razón por la que sólo hay dos electrones en cada caja es por el principio de exclusión de Pauli que afirma que sólo dos electrones como máximo pueden ocupar un orbital dado, y cuando dos electrones ocupan un orbital sus espines deben estar apareados

Para poder realizar el orden de llenado de orbitales utilizamos el diagrama de Moëller

1º ESO. Fases lunares

La Luna, a madida que va girando al rededor de la Tierra va variado el ángulo con el que refleja los rayos solares. La aparienacia de la parte iluminada de la luna observada desde la Tierra se llama fases lunares. Se trata de un proceso cíclico que dura 28 día, un mes lunar. Estas fases son las que llamamos luna llena, menguante, nueva, creciente y gibosa.

1º ESO. Los Planetas

1º ESO. Los planetas.

Los planetas del Sistema Solar los dividimos en dos grupos dependiendo de su tamaño, siendo esto una clasificación oficial de la Unión Astronómica Internacional.

El primer grupo hace referencia al grupo de los Planetas Enanos o Menores son aquellos que además de orbitar alrededor del Sol, tienen forman esférica y no han conseguido limpiar su orbita de otros objetos. En esta clasificación nos entran Plutón, Ceres y Eris.




El segundo grupo hace referencia a lo planetas, estos orbitan también alrededor del Sol, tienen forma esférica y han limpiado su orbita de planetasimales. Según esta definición, el Sistema Solar consta de ocho planetas: Mercurio, Venus, Tierra, Marte, Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno.

3º ESO. Cifras Significativas

Conocemos como cifras significativas al número de dígitos que conocemos con seguridad de una medida, o de los que existe una cierta certeza. Consideramos significativos todos los dígitos diferentes de cero, exceptuando aquellos que se encuentran entre otras dos cifras o a la derecha de otra cifra. Por ejemplo:

1234 tiene 4 cifras significativas.
0005 tiene 1 cifra significativa.
309 tiene 3 cifras significativas.
50 tiene 2 cifras significativas.
9,00 tiene 3 cifras significativas.
0,09 tiene 1 cifra significativa.

3º ESO. Precisión y Sensibilidad.

Cuando realizamos medidas nunca obtenemos medidas exactas y esto es debido a los errores sistemáticos o de paraleraje. Con nuestros instrumentos de medidas podemos resaltar dos características:

La Precisión del instrumento que es la variación de magnitud más pequeña que el instrumento puede apreciar. Una regla dividida en milimetros es más precisa que una dividida en centímetros.

La Sensibilidad de un instrumento es la capacidad de este en apreciar pequeñas variaciones de magnitud.

Si relacionamos ambas definiciones podemos afirmar que cuanto menor sea el valor de su precisión mayor será su sensibilidad.

Además de la precisión y la sensibilidad tenemos que tener en cuenta en un instrumento la fidelidad. Se dice que un instrumento es fiel cuando después de medir numerosas veces la misma magnitud en las mismas condiciones los resultados son identicos.

3º ESO. Medidas Indirectas

3º ESO. Medidas indirectas.

Aquellas medidas que obtenemos a partir de cálculos matemáticos son las que denominamos medidas indirectas. Es decir, es un forma de obtener una medida sabiendo otras dos y relacionando estas.

Un ejemplo de estas es la medida de la densidad que la obtenemos a partir de dos medidas directas como son la masa y el volumen. Además la densidad es una de las medidas indirectas más importantes ya que no existen dos sustancias puras con las misma densidad. La densidad es la relación entre la masa de un objeto o sustancia y el volumen que ocupa y su magnitud es kg/cm3.

4º ESO. Modelos atómicos

A lo largo de la historia de la ciencia diferentes científicos han presentados sus ideas de como estaba organizada la materia, siendo estos modelos más o menos acertados. Lo que exponemos ahora es una aproximación a dichos modelos para que te sirva como base para preparar tu futuro examen.

En el S. IV A.C. Leucipo y Demócrito formularon el primer modelo atómico en el que afirmaban que la materia no podía ser dividida de forma infinita y esa porción que ya no podía ser dividida se le llamo átomo, que quiere decir indivisible.

En 1808 Dalton publicó su modelo atómico que se basaba en el modelo anterior, lo que ser convertiría en una tónica, y que afirmaba entre otros postulados que la materia esta formada por átomos indivisibles además de ser invariables.

También afirmaba que átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades mientras que átomos de diferentes elementos tienen diferente masa y diferentes propiedades. Que los compuestos están formados por la combinación de dos o más elementos y que estos lo hacen en una relación de números enteros.

En 1898 Thomson dio a conocer su modelos atómico que ya se basaba en el conocimiento previo de la existencia de las partículas atómicas: protones, neutrones y electrones. Thomson postulaba que de un átomo sólo se pueden extraer los electrones.

El modelo se basaba en una masa esférica cargada positivamente donde se encontraban incrustados los electrones haciendo que el átomos fuese electricamente neutro.

Más adelante en 1911, Rurtherford publicó su modelo atómico basándose en la siguiente experiencia:

Rurtherford bombardeo una lámina de oro con partículas alfa procedentes de un material radiactivo, tras el material situó una lámina sensible a las partículas alfa (ver dibujo). Rutherford observó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro mientras que otras rebotaban. De las que atravesaban la lámina algunas pasaban rectas y muchas desviadas.



Basándose en esto Rurtherford postulo que el átomo está formado por un núcleo central pequeño, cargado positivamente y que concentra casi toda la masa del átomo y una corteza inmensa comparada con el núcleo donde giran los electrones y está cargada negativamente. El problema de este modelo es que los electrones al girar alrededor del núcleo van perdiendo energía con lo que caerían sobre el núcleo destruyendose la matería, cosa que obviamente no ocurre.



En 1913 Bohr propuso su modelo atómico que se basaba en el Rurtherford pero situaba los electrones en niveles con diferentes niveles energéticos, los niveles son más energéticos cuanto más alejados se encuentran del núcleo y el paso de un nivel a otro supone la absorción o emisión de un cuanto o fotón de luz.

El modelo atómico actual fue desarrollado por Schrödinger y Heisenberg en la década de los años 20 del siglo pasado y sustituía las orbitas por orbitales que es donde existe probabilidad de encontrar un electrón. Existen varios subniveles: s, p,d y f, existiendo diferentes orbitales en cada uno de ellos y teniendo diferentes formas geométricas.

3º ESO. El Método Científico.

EL MÉTODO CIENTÍFICO.

El método científico consiste en una serie de procesos que utiliza la ciencia para obtener conocimientos. Este proceso sigue una serie de procesos o pasos estandarizados que permiten la obtención de unos resultados fiables que nos conducirá hacia los conocimientos científicos.

El método científico, es su forma más sencilla, consiste en las siguientes etapas:

1.Observación. Es aplicar nuestros sentidos a un objeto o a un proceso. Estas observaciones deben ser cuidadosas, exhaustivas y exactas. Para poder mejorar las observaciones o poder llevarlas a cabos tenemos la posibilidad de utilizar instrumental de observación.
2.Elaboración de hipótesis. Es un proceso que surge tras la observación y la formulación de interrogantes tras esta. Por lo que una hipótesis es una opinión o suposición que da respuesta a los interrogantes y debe ser confirmada o rechazada.
Una hipótesis debe referirse a una situación real, ha de formularse de forma precisa y mediante variables concretas y la relación entre variables ha de ser observable y mesurable.
3.Experimentación. La experimentación es una forma especializada de observación que nos permitirá en término final confirmar o rechazar una hipótesis. Durante la experimentación provocamos un fenómenos en condiciones controladas para poder observarlo, medir sus variables y obtener datos. La experimentación será realizada de tal forma que podrá ser reproducida por cualquier persona.
4.Análisis de resultados. Nos permite ver la relación entre los datos y comprobar si una hipótesis es cierta. Para comprobar los resultados utilizamos la realización de tablas y gráficas, donde deberemos determinar cual es la variable independiente y la variable dependiente.

Con una hipótesis confirmada se puede obtener una ley científica que establezca relación entre dos o más variables. Para llegar a este punto debemos realizar múltiples experimentaciones.

Cuando tenemos un conjunto de leyes que explica una regularidad y permite realizar perdiciones fiables sobre fenómenos decimos que tenemos una teoría científica.

El Sistema Solar

>El sistema solar está compuesto por una estrella central, el Sol, alrededor de la cual giran los restantes elementos que forman el Sistema Solar. Estos elementos están formado por los planetas, los planetas enanos, asteroides, comentas y los diferentes satélites que giran alrededor de los planetas que poseen satélites.

El Sol se trata de una estrella de tamaño medio formada principalmente por hidrógeno que por fusión nuclear se transforma en helio liberando gran cantidad de energía, esto que ocurre en el núcleo del Sol ocurre a 15 millones de grados, mientras que en la superficie del Sol solo hay unos 5800 grados.

Los planetas son cuerpos que giran alrededor del Sol y no emiten luz propia sino que reflejan la que reciben del Sol. Estos son: Mercurio, Venus, Tierra, Marte, Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno. Las características de cada uno de ellos las estudiaremos en una próxima entrada.

Los planetas enanos tampoco emiten luz propia y reflejan aquella que reciben del Sol. Los planetas enanos son: Plutón, Ceres y Eris.

Un satélite es cualquier cuerpo que gira alrededor de otro que llamaremos principal, normalmente son de un tamaño menor al planeta sobre el cual giran. Los satélites también giran alrededor del Sol ya que acompañan a su planeta durante su viaje alrededor del Sol. La Luna es el satélite natural de la Tierra, Deimos y Fobos lo son de Marte, Io, Europa, Gaminides y Calisto lo son de Júpiter... En total en el Sistema Solar se conocen unos 166 satélites.

Los asteroides son cuerpos rocosos mas pequeños que un planeta enano y que giran alrededor del Sol. Muchos de ellos se encuentran agrupados en el cinturón de asteroides que se encuentra entre Marte y Júpiter.

Los cometas son bolas formadas por hielo, gases y roca que proceden del exterior del Sistema Solar en el cinturón de Kuiper o de la nube de Oort. A medida que se acerca al Sol, el hielo comienza a evaporarse formando la cola o cabellera del cometa.

1º ESO. Mapas conceptuales

Un mapa conceptual es una técnica de estudio que utilizamos para poder realizar una representación gráfica de conocimientos, agrupandolos en conceptos y relacionando estos a través de flechas y nexos.

Como características, un mapa conceptual tiene las siguientes:

1. Deben ser simples y mostrar las relaciones claramente.
2. Deben ir desde los general hacia lo específico.
3. Deben ser visuales, ya que esto ayuda a la memorización.
4. Los conceptos no deben repetirse.
5. Los conceptos de escriben en mayusculas y las palabras de enlaces en minúsculas.
6. Las palabras de enlace pueden ser verbos, preposiciones, conjunciones u otro tipo de nexos conceptuales.
7. Y recordad que un mapa conceptual es una forma breve de representar información.

Para construir un mapa conceptual debemos seguir los siguientes puntos:

1. Seleccionar. Después de leer un texto hay que seleccionar los conceptos con los que vais a realizar el mapa conceptual y realizar una lista con ellos.
2. Agrupar. Hay que formar grupos de conceptos según sea su similitud.
3. Representar. Explicar los conceptos con ejemplos.
4. Conectar. Es el proceso más importante ya que demuestra si se tiene claro el tema.
5. Comprobar. Ver si el mapa es correcto o incorrecto.