PRUEBA PARCIAL 3

VIDEO  DE LAS ISLAS GALAPAGOS

PROPIEDADES DE LA MATERIA

Una sustancia se identifica y distingue de otras por medio de sus propiedades o cualidades físicas y químicas. Las propiedades son las diversas formas en que impresionan los cuerpos materiales a nuestros sentidos o a los instrumentos de medida. Así podemos diferenciar el agua del alcohol, el hierro del oro, azúcar de la sal, etc.

Las propiedades de la materia se clasifican en dos grandes grupos: generales y especificas.

I. Propiedades Generales:

Son las propiedades que presenta todo cuerpo material sin excepción y al margen de su estado físico, así tenemos:

• Masa: Es la cantidad de materia contenida en un volumen cualquiera, la masa de un cuerpo es la misma en cualquier parte de la Tierra o en otro planeta.
• Volumen: Un cuerpo ocupa un lugar en el espacio
• Peso: Es la acción de la gravedad de la Tierra sobre los cuerpos. En los lugares donde la fuerza de gravedad es menor, por ejemplo, en una montaña o en la Luna, el peso de los cuerpos disminuye.
• Divisibilidad: Es la propiedad que tiene cualquier cuerpo de poder dividirse en pedazos más pequeños, hasta llegar a las moléculas y los átomos.
• Porosidad: Como los cuerpos están formados por partículas diminutas, éstas dejan entre sí espacios vacíos llamados poros.
• La inercia: Es una propiedad por la que todos los cuerpos tienden a mantenerse en su estado de reposo o movimiento.
• La impenetrabilidad: Es la imposibilidad de que dos cuerpos distintos ocupen el mismo espacio simultáneamente.
• La movilidad: Es la capacidad que tiene un cuerpo de cambiar su posición como consecuencia de su interacción con otros.
• Elasticidad: Propiedad que tienen los cuerpos de cambiar su forma cuando se les aplica una fuerza adecuada y de recobrar la forma original cuando se suspende la acción de la fuerza. La elasticidad tiene un límite, si se sobrepasa el cuerpo sufre una deformación permanente o se rompe. Hay cuerpos especiales en los cuales se nota esta propiedad, como en una liga, en la hoja de un cuchillo; en otros, la elasticidad se manifiesta poco, como en el vidrio o en la porcelana.

II. Propiedades Especificas:

Son las propiedades peculiares que caracterizan a cada sustancia, permiten su diferenciación con otra y su identificación.

Entre estas propiedades tenemos: densidad, punto de ebullición, punto de fusión, índice de refracción de luz, dureza, tenacidad, ductibilidad, maleabilidad, solubilidad, reactividad, actividad óptica, energía de ionización, electronegatividad, acidez, basicidad, calor latente de fusión, calor latente de evaporización, etc.

Las propiedades especificas pueden ser químicas o físicas dependiendo si se manifiestan con o sin alteración en su composición interna o molecular.

1. Propiedades Físicas: Son aquellas propiedades que impresionan nuestros sentidos sin alterar su composición interna o molecular.

2. Propiedades Químicas: son aquellas propiedades que se manifiestan al alterar su estructura interna o molecular, cuando interactúan con otras sustancias.

A  continuacion te presento el siguiente video con la cual

LEY PERIODICA

 TABLA PERIODICA

La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales   que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.

Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre. El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades.

Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.

El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.

Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2.  Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2, en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior.

A CONTINUACION TE PRESENTAMOS EL SIGUIENTE VIDEO DE LA TABLA PERIODICA

MASA ATOMICA

MASA ATÓMICA

Masa es la cantidad de materia de un elemento.

Masa atómica: protones más neutrones.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.

Conceptualmente, masa atómica (m. a.) es la masa de un átomo, y la masa de un átomo en particular es la suma de las masas de sus protones y neutrones, y varía en los distintos isótopos.

Sabemos que los átomos de elementos distintos tienen distinta masa entre sí. Por ejemplo, un átomo de hidrógeno tiene distinta masa que un átomo de cobre. El átomo de cobre tiene más masa; por lo tanto, pesa más que el átomo de hidrógeno (tiene mayor peso atómico).

Los átomos son tan pequeños que no podemos medir (pesar) la masa de un átomo individualmente. No existe una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo.

Tampoco es posible contar los átomos necesarios para ajustar una deterrminada combinación o reacción química entre elementos distintos.

Pero lo que sí sabemos es que existe el concepto de mol, el cual representa un número definido de átomos.

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantas unidades como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de ¹²C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 10²³

Se abrevia como 6,02 x 10²³, y se conoce como número de Avogadro.

Un mol de producto se puede pesar.

El mol permite “contar”  (conocer su número)  entidades químicas de forma indirecta cuando son pesadas. Esta medición se puede hacer porque los átomos de un determinado elemento siempre tienen la misma masa.

Para su comprensión, diremos que tal como el término “docena” hace referencia a una cantidad de doce elementos cualesquiera pero iguales entre sí, el mol representa el número 6,02 x 10²³ .

(Repasar el tema Notación científica).

Tal como es fácil colegir que la masa de una docena de huevos (12 huevos) es distinta a la masa de una docena de ladrillos (12 ladrillos), también la masa de un mol de hidrógeno (6,02 x 10²³  átomos de hidrógeno) es distinta a la masa de un mol de cobre (6,02 x 10²³  átomos de cobre).

Como ya lo dijimos más arriba, los distintos elementos tienen distinta masa, y el valor de cada una de sus masas ya ha sido cuantificado (tiene un valor). El valor de la masa de cada elemento nos lo entrega la conocida Tabla Periódica.

En la Tabla Periódica suele representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la masa atómica relativa (o peso atómico)de los elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros datos sobre los elementos.

Unidad de masa atómica

Se la llama u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa Atómica, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés "a.m.u." (Atomic Mass Unit). Esta unidad también es llamada Dalton, en honor al químico con ese apellido, y simbolizada como Da. Esta última nomenclatura (Da) es la elegida por el Sistema Internacional de Magnitudes; sin embargo, el símbolo recomendado es simplemente "u".

Pero, ¿cuál es el valor de la u.m.a.?

Masa atómica: 63,54.

Por acuerdo científico, se ha definido que su valor es igual a la 1/12 (doceava) parte de la masa del isótopo 12 del átomo de Carbono y su valor se corresponde aproximadamente con la masa de un protón  (o un átomo)  de hidrógeno.

Entonces, cuando se muestra un valor (un número) como masa atómica  (o peso atómico) de un elemento,  ese número está indicando cuántas veces la masa de un átomo de ese elemento es mayor que la unidad de masa atómica. (Recuerden, por eso es masa atómica relativa,  pues se relaciona con una unidad, la u. m. a.

Para aclarar la idea de relativa, debemos tomar en cuenta que para cualquier medición que realizamos diariamente siempre consideramos una unidad de referencia.

Por ejemplo: cuando medimos el largo de una calle nuestra unidad de referencia es el metro.

Ya que mencionamos la Tabla Periódica, ¿qué leemos en ella cuando nos indica que la masa atómica del Cu = 63,54?

Masa atómica: 4,0026.

Ahora, la gran pregunta ¿Cuánto pesará un mol de cobre?

Con los antecedentes que ya tenemos, es muy fácil:

La masa atómica relativa (o peso atómico) del cobre es 63,54 veces mayor que la u.m a., por lo tanto, un mol de cobre pesa 63,54 gramos.

Y para entrar en calor, otra pregunta ¿cuántos moles de cobre hay en 120 gramos del metal?

Fácil: si un mol de cobre pesa 63,54 gramos, hago

63,54 g = 1 mol en el caso del cobre; pero esta correspondencia la podemos aplicar a cualquier elemento:

El peso atómico (masa atómica relativa) de cualquier elemento nos señala que ése es el peso en gramos (masa) de un mol de átomos (6,02 x 10²³ átomos) del elemento.

El peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento identifica la masa de un mol de átomos de ese elemento (en gramos/mol).

Masa molecular (o peso molecular)

Hasta aquí hemos hablado solo de masa de  átomos, y de sus componentes: protones y neutrones. Ahora hablarenos de masa de moléculas (que son combinaciones de diferentes átomos).

Previamente recordemos que las moléculas, como entidad, también se cuantifican en mol, y un mol de moléculas es igual a 6,02 x 10²³  moléculas.

Sabemos que no se puede pesar la masa de una molécula individualmente.

 Entonces, ¿cómo calculamos la masa molecular de una sustancia?

Sumando las masas atómicas relativas  de los elementos que componen dicha sustancia.

Para aclarar el conncepto:

Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.

Por ejemplo, cada molécula de agua (H₂O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes

2 moles H + 1 mol O = 1 mol de agua 2 • 1.01 g + 16.00 g = 18.02 g

Según esto, una botella llenada con exactamente 18,02 g de agua debería contener 6,02 x 10²³ moléculas de agua.

El concepto de las fracciones y de los múltiplos tambíen se aplica a las moléculas. De esta manera, 9,01 g de agua debería contener 1/2  mol, o 3,01 x 10²³  moléculas de agua.

Como vemos, se puede calcular el peso molecular (masa molecular) de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos (masa atómica relativa) que conforman el compuesto.

Otro ejemplo:

Calcular la masa molecular (m. m.) del óxido de aluminio, cuya fórmula es Al₂O₃;  o sea, 2 átomos de Aluminio y 3 átomos de Oxígeno.

m.m. Al2O3 =	2 x m.a. Aluminio	+	3 x m.a. Oxígeno
m.m. Al2O3 =	2 x 27	+	3 x 16
m.m.  Al2O3 =	54	+	48
m.m.  Al2O3 =	102

Con propiedad podemos decir que  Masa molecular relativa (obtenida por la suma de las masas de sus átomos) es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que la unidad de masa atómica, y dicho número o valor nos indica el peso en gramos (masa molecular) de un mol de moléculas.

Interconversión entre masas, moles y número de partículas

Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles.

A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.

A CONTINUACION TE PRESENTAMOS UN VIDEO PARA QUE ENTIENDAS UN POCO MAS SOBRE LA MASA ATOMICA

TIPOS DE ENLACES

                    Enlaces Químicos # - #

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.
Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar

Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatomicas.

Enlace iónico o Electrovalente

Artículo principal: Enlace iónico.

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.³ El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA'. 4) Se forman iones (cationes y aniones).

Enlace covalente coordinado

El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

Enlace de uno y tres electrones

Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H₂⁺. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li₂⁺ de un electrón, que para el Li₂ de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.⁴
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He₂⁺, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O₂, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.⁵
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.⁵

Enlaces flexionados

Los [enlaces flexionados], también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios. El enlace flexionado es un tipo de enlace covalente cuya disposición geométrica tiene cierta semejanza con la forma de una banana. doble enlace entre carbonos se forma gracias al traslape de dos orbitales híbridos sp3. Como estos orbitales no se encuentran exactamente uno frente a otro, al hibridarse adquieren la forma de banana.

Enlaces 3c-2e y 3c-4e

En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red.

Enlace aromático

En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples líneas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plano. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.

Enlace metálico

En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.

Enlace intermolecular

Fuerzas de van der Waals.

Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.
Enlace de hidrógeno

En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
a continuacion este video q te enseñe  de q nomas se trata los enlaces quimicos suerte amiguito q    encuentres