Si se están preparando para presentar el examen de CIENCIAS del GED, HiSET o TASC, tengan presente que este incluye temas de QUÍMICA, FÍSICA, BIOLOGÍA Y CIENCIAS DE LA TIERRA. En está pagina vas a encontrar recursos para estudiar un poco de todas esas materias.
Este examen de practica solo incluye temas de QUÍMICA, antes de contestar las preguntas te recomiendo que estudies los siguientes temas:
La estequiometría es la parte de la química que nos permite determinar la masa de combinación de las sustancias en una reacción química. En una reacción química la máxima cantidad de producto que se puede formar depende de los reactivos. Estos son las sustancias o moléculas que forman un producto. Dentro de una reacción química se pueden presentar los “reactivos limitantes” que son aquellos que se consumen primero y limitan la cantidad de producto que se puede formar.
También podemos tener los reactivos en exceso que son los que se encuentran presentes en mayor cantidad
En este modelo tenemos que el 4A es el reactivo limitante que ya al ser 4 solo se pueden formar ese número con AB. Por el contrario, el reactivo en exceso esta representa por 2B.
Lo mismo pasa si lo representamos en una ecuación química. Por ejemplo, si tenemos 5 moles de Sodio peros solo un mol de cloro diatónico. Se pueden formar solo dos moles de cloruro de sodio y sobrarían 7 moles de sodio.
Ahora veamos otros ejemplos:
Para una reacción, 124g de aluminio (Al) reaccionan con 601 g de óxido férrico (Fe2O3). La ecuación que representa dicha reacción química es la siguiente:
Si queremos identificar el reactivo limitante, hay que seguir los siguientes pasos.
PASO I
Obtener y acomoda los valores de la masa en gramos (m), el peso molecular (M) y los MOLES (n) de los reactivos.
m (masa en gramos)
M (peso molecular)
n (MOLES)
PASO II
Para identificar el reactivo limitante hay que dividir los coeficientes de cada sustancia presente en los reactivos de la ecuación. Después divide el valor de “n” MOLES del Al entre los de Fe2O3
El reactivo limitante es el aluminio y el reactivo en exceso es el óxido férrico (Fe2O3).
Una vez que tenemos esos valores podemos también calcular la masa en gramos de los productos Al20 y 2Fe
Como desconocemos el valor de “n” hay que aplicar la regla de tres para obtenerlo.
Aplicando la regla de tres hacemos la siguiente operación: 4.592 x 1 ÷ 2 = 2.296
El valor de n= es 2.296, con este valor podemos obtener la masa en gramos multiplicando 2.296 x 102 y nos da 234.192 g. Quiere decir que la masa de Al2O3 es igual a 234.192g. Puedes seguir los mismos pasos para calcular la masa en gramos de 2Fe.
Ejemplo II
Determina los reactivos limitantes y en exceso si hay 75 gramos de sodio y 115 gramos de oxígeno.
m (masa en gramos)
M (peso molecular)
n (MOLES)
PASO I
Acomoda los valores de la masa en gramos (m), el peso molecular (M) y los MOLES (n) de los reactivos.
PASO II
Dividir el número mas grande entre el mas chico basado en los coeficientes presentes en la formula química (4 ÷ 1 = 4)
Divide el valor de “n” MOLES del Na entre los de O
Si el valor disminuye, el reactivo limitante es el Na, porque fue el número que dividimos.
Si el valor de los MOLES fuera mayor, el Na sería un reactivo en exceso.
PASOS PARA CALCULAR LA MASA DEL PRODUCTO
PASO I
Acomodamos los valores que tenemos del Oxido de Sodio
Como desconocemos el valor de “n” hay que aplicar la regla de tres para obtenerlo.
Aplicando la regla de tres hacemos la siguiente operación: 3.260 x 2 ÷ 4 = 1.63
El valor de n= es 1.63, con este valor podemos obtener la masa en gramos multiplicando 1.63 x 62 y nos da 101.06 g
Para este tema, revisa el contenido teórico, el video y al final hay unas preguntas de practica. Entre los contenidos de matemáticas que se pueden incluir en el examen de CIENCIAS esta la notación cientifica, regla de tres (proporciones) y pueden también preguntarte temas relacionados con la media (promedio), mediana, moda y rango. Las imagenes y parte del contenido teórico son parte de los recursos didácticos que ofrece la UNAM, aquí puedes ver parte de los contenidos. En este otro enlace puedes encontrar otros recursos didácticos que ofrece la UNAM para estudiar temas de química de manera gratuita.
Los electrones son 1836 veces más pequeños que las otras partículas que los protones y neutrones. La masa total del átomo de cada elemento es la suma de protones y neutrones. Esa información se indica en la tabla periódica y se conoce como “medida en UMA”, Unidades de Masa Atómica.
Una UMA equivale a la masa de un protón o un neutrón y es tan pequeña que expresada en kilogramos sería del orden de1.7×10-27kg
Cuando varios elementos se combinan para formar una molécula, la masa de la nueva molécula será la suma de la masa de cada elemento presente en ella. Por ejemplo, la masa molecular de una molécula de agua es de 18 UMA, ya que cada hidrógeno contiene una UMA y el oxígeno 16 UMA. Esto equivale a3.6 x10-26kg.
Como puedes ver, estas son cantidades muy pequeñas y no existe una balanza que pueda medir dichas cantidades de materia, pero si es posible medir 18 gramos de agua por lo que los químicos utilizan el concepto de MOL“número de moléculas de agua”cuya masa es de 18 gramos.
Los átomos son infinitamente pequeños y la unidad utilizada para contarlos es muy grande y equivale a MOL = 6.2×1023 partículas.
Esta cantidad es conocida como número de avrogrado, un MOL de cualquier sustancia tiene ese número de partículas. Por ejemplo,
En 18 gramos de agua existen 6.2×1023 moléculas de agua.
Ahora, hay que tener presente que los átomos de diferente sustancia tienen diferente masa porque la cantidad de protones y neutrones es diferente. Por lo tanto, un MOL de diferente sustancia tendrá diferentes masas.
Veamos un ejemplo: Para el MOL de carbono con6.2×1023 tiene una masa de 12 gramos porque la masa atómica del carbono es 12 UMA. El MOL es una unidad de cantidad fija de partículas 6.2×1023 pero de masa variable.
Otro ejemplo aplicado a sustancias:
Un MOL de cloruro de sodio con 6.2×1023 tiene una masa de 58.4 g/mol porque la masa atómica del Sodio es de 22.9 UMA y la del cloro es de 35.5 UMA.
Un MOL de “dióxido de carbono” con 6.2×1023 tiene una masa de 44 g/mol porque el oxígeno tiene una nada de 16 UMA y el carbono 12 UMA.
Podemos concluir que un mol de cualquier elemento o sustancia tiene masa igual a su masa molecular expresada en gramos, a esta cantidad se le llama MASA MOLAR.
PREGUNTAS DE PRACTICA
Los electrones son 1836 veces mas pequeños que las partículas. Una UMA (unidades de masa atómica) equivale a la masa de un protón y un neutrón y es tan pequeña que expresada en kilogramos sería del orden de 1.7×10-27 kg.La masa molecular del agua es de 18 UMA ya que el oxígeno tiene 16 UMA y el hidrógeno 2 cada uno. Estas son cantidades muy pequeñas y no existe una balanza que pueda medir dichas cantidades de materia, pero si es posible medir 18 gramos de agua por lo que los químicos utilizan el concepto de MOL “número de moléculas de agua” cuya masa es de 18 gramos. Sabiendo esa información ¿A cuánto equivaldría la masa molecular del agua expresada en kilogramos?
De la siguiente lista de elementos que forman parte de los alcalinos y alcalinotérreos en la tabla periódica, ¿A cuánto equivale la UMA del Calcio?
Para las preguntas 3 y 4 usa la siguiente imagen.
3. ¿Cuál es el rango de UMA en la lista de elemento?
4. Obtén la media (promedio) y mediana usando el valor de UMA de cada elemento.
5. Los átomos son infinitamente pequeños y la unidad utilizada para contarlos es muy grande y equivale a MOL= 6.2×1023 partículas. Esta cantidad es conocida como número de avogadro, un MOL de cualquier sustancia tiene ese número de partículas. Por ejemplo, En 18 gramos de agua existen 6.02×1023 moléculas de agua. Ahora, hay que tener presente que los átomos de diferente sustancia tienen diferente masa porque la cantidad de protones y neutrones es diferente. Por lo tanto, un MOL de diferente sustancia tendrá diferentes masas. Veamos un ejemplo: Para el MOL de carbono con 6.2×1023 tiene una masa de 12 gramos porque la masa atómica del carbono es 12 UMA. El MOL es una unidad de cantidad fija de partículas 6.2×1023 pero de masa variable. Otro ejemplo aplicado a sustancias:
Un MOL de cloruro de sodio (NaCl) con 6.2×1023 tiene una masa de 58.4 g/mol porque la masa atómica del Sodio es de 22.9 UMA y la del cloro es de 35.5 UMA. ¿AcuántoequivaleunMOLdeOxido de Litio cuya formula molecular esLi2O? Usa la tabla periodica como referencia para obtener tu respuesta.
6. Ahora que ya sabes identificar la UMA y obtener el peso molecular de cada sustancias, practica con las siguientes sustancias.
RESPUESTAS
06X10-26 kg
40 UMA
80.68
media (promedio) = 39.4389, mediana = 31.7015, no hay moda
Los enlaces químicos son uniones que se dan entre átomos y moléculas al que ceden, toman o compartir electrones. Al darse este proceso, se alterar las propiedades físicas y químicas de los átomos.
Los enlaces formar compuestos químicos mas grandes y complejos que también pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones como el cambio de temperatura o acciones de la electricidad.
Hay tres tipos de enlaces, los IÓNICOS, COVALENTES y METALICOS. Átomo de oxígeno Ión de oxígeno
ENLACE IÓNICO
Los enlaces iónicos se dan cuando un átomo metálico pierde y un átomo no metálico gana electrones.
Se llama IÓN al átomo que al perder o ganar un electrón de su numero acostumbrado, queda cargado eléctricamente.
Se llama CATIÓN al átomo que pierde un electrón y se carga positivamente.
Se llama ANIÓN al átomo que gana un electrón y se carga negativamente.
Este tipo de enlace se combina entre átomos que tiene (1,2 o 3 electrones) en su último nivel de energía con átomos de 5, 6 y 6 electrones.
Ejemplo: Cloruro de sodio
En el Cloruro de Sodio, el Sodio pierde un electrón y queda cargado positivamente; el Cloro gana un electrón y queda cargado negativamente.
Otros ejemplos de compuestos con enlaces IÓNICOS
Óxido de magnesio (MgO)
Sulfato de cobre (CuSO4)
Ioduro de potasio (KI)
Cloruro de manganeso (MnCl2)
Carbonato de calcio (CaCO3)
Sulfato de Hierro (Fe2S3)
ENLACES COVALENTES
Estos se dan cuando dos o mas átomos comparten electrones hasta completar su capa externa.
Hay tres tipos de enlaces covalentes
1. ENLACE COVALENTE PURO
Un ejemplo lo tenemos con el puente de Hidrógeno, el cual tiene solo un electrón y necesita de otro electrón para completar el par en el primer nivel de energía.
2. ENLACE COVALENTE POLAR
Se forma al compartir electrones de cada uno de los átomos.
Monóxido de azufre: ambos tienen 6 electrones en su último nivel de energía y comparten dos cada uno para completar ocho electrones en su último nivel de energía.
3. ENLACE COVALENTE COORDINADO O TRIPLE
Se forma al compartir tres pares de electrones. En el caso del amoníaco, el Nitrógeno tiene cinco electrones en su último nivel de energía y tres Hidrógenos se unen para completar los ocho electrones.
Ejemplos de enlaces covalentes:
Benceno (C6H6)
Metano (CH4)
Glucosa (C6H12O6)
Amoníaco (NH3)
Freón (CFC)
Todas las formas del carbono (C)
ENLACE METALICO
Se da cuando se unen dos o mas metales. Un ejemplo lo tenemos en el bronce que se forma con a aleación de cobre, estaño y zinc.
Una parte importante del examen de ciencias incluye el estudio de los elementos químicos y en esta ocasión vamos a hacer unos ejercicios que nos van a ayudar a familiarizarnos mas con este tema.
Hay que tener presente que no hay que memorizar todos los contenidos, nombres de elementos, propiedades químicas o contenidos teóricos.
Lo primero que necesitamos para estos ejercicios es la tabla periódica, si la imagen está muy pequeña, puedes ingresar a este enlace.
EJERCICIO I
Busca en la tabla periódica cada elemento que están presentes en el cuerpo humano.
Identifica el número atómico de cada elemento y represéntalo aplicando la ley del octeto.
Ejemplo: El número atómico del oxígeno es ocho para acomodar los niveles de energía en la primera capa siempre van dos, en los siguientes niveles de enrgía van ocho pero para el oxígeno solo sobran seis en su última capa.
EJERCICIO II
Usando la tabla anterior, practica un poco los porcentajes. Pensemos que hipotéticamente una persona pesa 130 kilogramos. Obtén la equivalencia en kilogramos que representa cada elemento químico en una persona que pesa 130 kg.
Puedes aplicar la regla de tres o simplemente convertir el porcentaje a decimal y multiplicar.
EJERCICIO III
Identifica los elementos que están presentes en las siguientes sustancias químicas y escribe la fómula desarrollada.
Una parte importante para el examen del GED, HiSET o TASC es QUÍMICA que se incluye en el examen de ciencias. Por tanto, vamos a dedicar un espacio a esta materia. En seguida nos vamos a enfocar a la química orgánica que se encarga de estudiar los compuestos de carbono y otros que combinana carbono con otros elmentos. En otro momento vamos a revisar lo relacionado con la química inorgánica la cual se ocupa del estudio científico de todos los compuestos químicos, excepto de aquellos que tienen carbono.
COMPUESTOS ORGANICOS
Son aquellos que contienen carbono y se forman con enlaces de carbono-carbono, carbono-hidrógeno. Puede incluir otros elementos como el oxígeno, nitrógeno, azufre, fósfato, etc. Una característica es que arden y pueden ser quemadas (son compuestos combustibles). La mayoría de los ocmpuestos orgánicos se producen de forma natural y son de vital importancia por las diversas aplicaciones que tienen en la medicina, agricultura, industria textil, industria de los plásticos, etc.
Es importante tener presente que no todas las sustancias que tienen carbono son considerados compuestos organicos, entre algunas excepciones se encuentran: óxidos de carbono (C2O y CO), sales – bicarbonatos Na2CO3 y NaHCO3
ÁTOMO DE CARBONO
Carbono natural
1. GRAFITO: Es un mineral considerado de carbono casi puro, solido, negro, brillante metálico, suave, resbaloso y buen conductor de electricidad. Los átomos de carbono están fuertemente unidos en el plano mediante enlaces covalentes. Una de las aplicaciones mas comunes es la fabricación de lápices, también tiene aplicación en la industria automotriz, energía móvil, metalurgia, etc.
2. DIAMANTE: de forma alotrófica del carbono, es una de las sustancias más duras que se conoce. Sólido transparente, mal conductor de electricidad.
CARBONO AMORFO: Son carbonos impuros que se producen de la descomposición de la materia orgánica por cientos y miles de años.
Carbono artificial
Son subproductos de cambios químicos de los compuestos del carbono a nivel doméstico e industrial. Se caracteriza pro ser sólidos amorfos. Ejemplos: carbón vegetal, carbón animal, hollín, carbón activo, coque, etc.
PROPIEDADES QUÍMICAS DEL CARBONO
1. COVALENCIA: El átomo de carbono se enlaza con los elementos organógenos (C, H, O, H). al compartir electrones forma enlaces covalentes. Ejemplo: alcohol etílico.
2. TETRAVALENCIA: Al tener 4 electrones de valencia puede enlazarse formando enlaces simples, dobles, triples, así completa su octeto electrónico
4. AUTOSATURACIÓN: Tiene la capacidad de enlazarse consigo mismo formando cadenas carbonadas cortas, medianas y largas.
5. HIBRIDIZACIÓN: Consiste en la “combinación” de orbitales puros de un mismo átomo de carbono produciendo orbitales híbridos.
TIPOS DE CARBONO
1. Carbono primario: Es aquel que está unido a un solo carbono y el resto de los enlaces son a otros átomos distintos del carbono, no necesariamente hidrógeno.
2. Carbono secundario: Es aquel que está unido a dos carbonos y los otros dos enlaces son a cualquier otro átomo.
3. Carbono terciario: Un carbono terciario es aquel que está unido a tres átomos de carbono y a otro átomo.
4. Carbono cuaternario: Es aquel que está unido a cuatro átomos de carbono.
La tabla periódica esta compuesta actualmente por 118 elementos pero no siempre fue así, tuvieron que pasar muchos años para que los científicos lograran identificar cada elemento. En ese proceso pudieron, además, clasificarlos en varias caterorias en base a su número atómico, masa atómica, su origen, metales, no metales y los que son necesarios para la vida, incluida la nuestra.
La siguiente información fue elaborada por la UNAM la cuál también puede ser encontrada en este enlace donde se ofrece además la posibilidad de ver las carácteristicas de los elementos de la tabla periódica.
Número atómico
Cada elemento se distingue de los demás por el número de protones que tiene dentro del núcleo. La cantidad de neutrones o de electrones puede variar sin que el elemento pierda sus propiedades, pero con un protón de más o de menos ese elemento se convertirá en otro distinto.
El número de protones de un elemento se conoce como número atómico.
Masa atómica
La suma de los neutrones y los protones que se encuentran dentro del núcleo se conoce como número de masa, que no es lo mismo que la masa atómica. Como puedes observar, la masa atómica casi nunca es un número entero. Lo que sucede es que existen átomos de un mismo elemento, conocidos como isótopos, con diferentes números de neutrones que por lo tanto tienen un número de masa distinto. El valor que se reporta en la Tabla Periódica es el número de masa promedio de los isótopos de cada elemento, que se conoce como masa atómica.
Otro aspecto importante de notar es que los electrones no influyen en la masa atómica. Recuerda que la masa de un electrón es casi 1850 veces más pequeña que la de un protón, por lo que el núcleo concentra el 99.9% de la masa del átomo.
Clasificación según su origen
Según la teoría más aceptada del origen del universo, la mayoría de los elementos se formaron mediante procesos de fusión nuclear que iniciaron con el Big Bang. Se supone que existía una enorme concentración de partículas elementales, que explotaron liberando una gran cantidad de energía.
El primer elemento que se formó fue el hidrógeno (H), que tiene un solo protón. Con las temperaturas tan alas que se alcanzaron, los átomos de H se unieron formando átomos de helio (He), que se unieron con otros para formar elementos cada vez más pesados. Este proceso sigue elementos cada vez más pesados. Este proceso sigue sucediendo en los núcleos de las estrellas jóvenes. En el Sol ya casi no se forman elementos pesados porque su temperatura ha disminuido, pero originalmente se formaron al menos 90, desde el hidrógeno hasta el uranio (U). Al desprenderse la Tierra hace millones de años, estos elementos llegaron a su corteza, con dos excepciones: El tecnecio (Tc) -primer elemento sintético- y el prometio (Pm), que si bien no se hallan en la Tierra, sí ha sido posible ubicarlos en algunas estrellas a través de su espectro electromagnético.
Los elementos más pesados que el uranio (U) han sido sintetizados en laboratorios experimentales mediante aceleradores de partículas y procesos de fusión nuclear provocados por el hombre. Algunos de ellos tienen una vida media muy pequeña, de apenas algunos milisegundos.
Carácter metálico
Desde el punto de vista químico un elemento se considera metal cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos. Si observas la Tabla periódica notarás que los elementos metálicos se encuentran acomodados hacia la izquierda, ya que son los que tienen uno, dos o tres electrones en la última capa. Claro hay una excepción: el hidrógeno (H), porque es un gas y no puede considerarse metal.
Por el contrario, los no metales están ubicados hacia la derecha porque en su última capa tienen seis o siete electrones y tienden a robarse los electrones de otros elementos. Evidentemente, los elementos del grupo 18 tienen completa la última capa y no interactúan con otros elementos, ni cediendo ni ganando electrones.
Desde un punto de vista físico, los elementos metálicos presentan brillo, conducen el calor y la electricidad y son maleables.
Observa que algunos elementos están señalados como “semimetales”. Lo que pasa en que en ocasiones se comportan como metales, pero bajo ciertas circunstancias no lo hacen. Algunos químicos incluyen en este grupo al astato y otros no.
Estado de agregación
En la tabla se muestra el estado de agregación de los elementos cuando no están sometidos a temperaturas o presiones extremas. La mayoría se encuentran en estado sólido y existen algunos gases. Sólo hay tres líquidos: el Mercurio (Hg) (cuyo símbolo se deriva de la expresión latina “Hydrargyrum” que significa “plata líquida”), el Boro (B) y el Francio (Fr). Este último es muy inestable: su vida promedio es de 22 minutos antes de convertirse en astato, que es un sólido.
A partir del elemento 104 es muy difícil determinar el estado de agregación. Se trata de elementos sintetizados en laboratorio y sólo se han obtenido cantidades sumamente pequeñas que no permiten determinar con certeza la relación que tendrían sus átomos entre sí. Además, prácticamente no se ven: su vida media es de aproximadamente .0.25 milisegundos.
Fundamentales para la vida
El 99% de la masa de cualquier ser vivo está formado por una colección muy pequeña de elementos: carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O), nitrógeno (N), sodio (Na), magnesio (Mg), potasio (K), calcio (Ca), fósforo (P), azufre (S) y cloro (Cl). Con toda seguridad, este grupo de elementos es esencial para la vida.
De los elementos que están marcados en azul, los químicos y los biólogos no están tan seguros de que sean esenciales, tal vez con la excepción del yodo (I). En los organismos vivos se encuentran en muy poca proporción, apenas algunas trazas y es muy difícil establecer qué pasaría si se suprimieran del todo en un organismo
450 años antes de nuestra era ya se hacía referencia al término elemento, pero tenía un significado distinto en cada cultura. Para los griegos los elementos eran cuatro; fuego, aire, agua y tierra. Para los chinos el aire no era un elemento, pero añadían a la lista el metal y la madera. En la india la lista era más larga; agua, tierra, fuego, aire, éter, tiempo, espacio, alma y sensaciones.
La primera definición científica de elemento químico fue establecida por Robert Boyle en 1661: sustancia simple. Sin embargo, 100 años después Lavoisier todavía incluía en la lista de elementos a la luz y al calórico, que se suponía que era una especie de fluido que trasportaba al calor.
Ahora conocemos 118 elementos, algunos de ellos sintetizados por el hombre. ¿Crees que exista la posibilidad de descubrir o sintetizar algunos más?
1828
Johann WolfgangDöbereiner (13 diciembre 1780 – 24 Marzo 1849)
Notó que existían grupos de tres elementos que tenían propiedades químicas semejantes y que sus propiedades físicas variaban de manera ordenada de acuerdo con sus masas atómicas. A estas series las llamo traídas.
1863
John Alexander Reina Newlands (26 November 1837 – 29 July 1898)
Ordenó a los elementos con base en sus masas atómicas y observe que cada octavo elemento tenía propiedades semejantes al primero. Este hecho fue nombrado como la ley de las octavas, pero no se cumplía con elementos de mayor masa atómica, por lo que fue rechazada.
1869
Dmitry Ivanovich Mendeleyev
Propuso clasificar a los elementos de acuerdo con la repetición regular y periódica de sus propiedades. Su propuesta superó a la de Newlands, porque la agrupación de los elementos de acuerdo con sus propiedades fue exacta, además dejó espacios vacíos prediciendo la existencia de elementos hasta entonces desconocidos.
1869
Julius Lothar Meyer (19 August 1830 – 11 April 1895)
Su clasificación de los elementos coincidió con la Mandeleiev, aunque eran de países diferentes, el de Alemania y Mandeleiev de Rusia.
1913
Henry Gwyn Jeffreys Moseley (23 November 1887 – 10 August 1915)
Descubrió que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica periódica
1944
Glenn Theodore Seaborg
Descubrió y aisló 10 elementos químicos transuránicos, elementos con número atómico superior a 92. Además, fue el primero en proponer la serie actínida, que contribuyó a la clasificación actual de la tabla periódica.
Preguntas de practica
El concepto de elemento en las civilizaciones antiguas incluía:
Helio, fuego, aire, agua y viento
Agua, tierra, fuego, aire, éter, tiempo, espacio, alma y sensaciones
Fuego, aire, tierra y agua
Calor, aire, luz, agua, tierra
¿Cuál fue la primera definición que se le dio a la palabra “elemento”?
compuesto químico
sustancia química
sustancia simple
sustancia terrestre
¿Cuántos elementos contiene la tabla periódica?
¿Qué relación hay entre el número atómico y la masa atómica según las aportaciones de Moseley?
¿Qué par de científicos coincidieron al clasificar los elementos de la tabla periódica?
Los conocimientos básico de química incluyen entender la estructura del átomo, propiedades físicas y químicas de los elementos que al unirse pueden formar sustancias y compuestos químicos.
Para enterder dichos conceptos básicos revisa la siguiente presentación de «los átomos y su estructura» y los videos presentados abajo.
Una reacción química está presente cuando una o más sustancia se transforman en otras diferentes. En otras palabras, al mezclar elementos o sustancias, estas van a producir una nueva sustancia. Las reacciones químicas se representan gráficamente con una ecuación química la cual específica los elementos o sustancias involucrados en la reacción química.
En una ecuación química están presentes los reactantes, localizados en la parte izquierda de la flecha y los productos, que se encuentran en la parte derecha. Algunas ecuaciones químicas también pueden indicar los estados (solido, liquido, gaseoso) en los que se encuentran los reactantes y productos que pueden ser: (s) solido, (l) liquido, (g) gaseosos y (ac) solución acuosa.
Para que un reactante actúe en una reacción química es necesaria la intervención de un catalizador, temperatura o condiciones especiales necesarias en la reacción.
A continuación se muestran los cuatro tipos de reacciones químicas mas comunes:
a) Reacción de síntesis o composición: Los elementos que se combinan en esta reacción son el litio y el óxido se juntan para formar oxido de litio.
b) Reacción de descomposición o análisis: En este tipo de reacción un compuesto se descompone en los elementos que lo forman. Así tenemos que el óxido de Potasio se separa en sus dos elementos el Potasio y el Oxígeno.
c) Reacción de desplazamiento o sustitución sencilla: en esta reacción un elemento desplaza a otro en un compuesto para formar uno diferente. El Zinc es un metal más activo que el cobre por lo que lo desplaza para formar sulfato de zinc dejando libre al cobre como producto de la reacción.
d) Reacción de doble desplazamiento o intercambio: En esta reacción hay un intercambio entre los dos compuestos, el Sulfuro de Potasio y el Sulfato de Magnesio.
Una de las habilidades que se evalúan cuando se hace un examen de química es el balanceo de ecuaciones. Para eso es importante conocer estar familiarizado con los elementos de la tabla periodica para ello puedes visitar esta liga. Las ecuaciones químicas no son otra cosa que la interacción (mezcla o convinación) entre uno o mas elementos. Al final hay un video donde se explica el tema.
En la parte izquierda de la ecuación tenemos los “reactivos” que son los elementos que se unen para dar el producto, la flecha nos indica lo que se obtiene al combinar dichos elementos.
En la ecuación, las letras indican los símbolos químicos, estos se pueden representar con una letra mayúscula, o con una mayúscula y minúscula juntas.
El número pequeño en la parte inferior derecha de cada símbolo químico es el sub-índice y nos indica el número de átomos, de ese elemento, que intervienen en la ecuación.
El número grande es el coeficiente y nos indica la cantidad de moléculas que se forman con los elementos.
Balancear una ecuación quiere decir que debemos tener la misma cantidad de átomos en ambos lados de la fecha, en otras palabras, lo mismo que esta a la izquierda debe estar a la derecha, aunque sea en diferente orden.
Para contar los átomos se toma en cuenta el sub-índice y el coeficiente de cada elemento.
Ejemplos:
2H2Aquí tenemos 2 átomos de hidrogeno, lo obtenemos multiplicando el coeficiente por el sub-índice.
Cuando el coeficiente esta al inicio cuenta para todos los símbolos químicos que están al frente de él. Contando tenemos 4 átomos de sodio (Na) y dos de oxigeno (O)
Una vez que aprendes a identificar la cantidad de átomos, puedes balancear ecuaciones y en la Tabla Periódica vas a encontrar el nombre y la abreviación de cada elemento.
Ejemplo I
El sodio (Na) reacciona con el oxígeno (O) y produce oxido de sodio
PASO I Identifica la cantidad de átomos que intervienen en los reactantes (izquierda) que tenemos.
4 Sodios
2 Oxígenos
PASO II Identifica la cantidad de átomos que se producen
2 sodios
1 oxígenos
PASO III Determinar si la ecuación esta balanceada o no. Es este caso no porque nos faltan dos sodios y un oxígeno.
PASO IV Modificar la ecuación para que quede balanceada. Para tener 4 sodios (Na) incluimos un coeficiente, en este caso el 2.
PASO IV Por ultimo confirma que la ecuación este balanceada
Ejemplo II
En esta ecuación tenemos el metano que es un gas y reacciona en contacto con el oxígeno (O) y una chispa. De esta reacción se produce agua y dióxido de carbono
PASO I Identifica la cantidad de átomo que se tienen en los reactantes (parte izquierda de la flecha)
1 carbono
4 hidrógenos
2 oxígenos
PASO IIIdentifica la cantidad de átomos que se producen (parte derecha de la flecha).
1 carbono
2 hidrógenos
3 oxígenos
PASO III Determinar cuántos átomos de cada elementos nos hacen falta y analiza que coeficientes agregarías para balancear la ecuación.
Primero ¿qué coeficiente tendrías que agregar para que en la molécula del agua haya 4 hidrógenos? Una vez que agregues los hidrógenos balancea nuevamente la ecuación y determina que cantidad de átomos de oxigeno te hacen falta en el lado izquierdo de la flecha y escribe el coeficiente correspondiente.
Observa como los 4 oxígenos están distribuidos 2 en la molécula del agua y 2 en el dióxido de carbono.
Al balancear una ecuación es posible que tengas que hacer cambio tanto en los reactantes y en los productos.
EJERCICIOS DE PRACTICA
Identifica la cantidad de átomos que se encuentran en los reactantes (parte izquierda de la ecuación) y determina que cambio debes hacer en los productos (parte derecha). Si no conoces el elemento que representa cada simbolo quimico, revisa la Tabla Periódica.
Para el examen del GED, HiSET o TASC los cotenidos básicos de química se encuentran a continuación, puedes ingresar al enlace dandole click a nombre del tema o la foto. Es recomendable que tomes notas, elabores mapas conceptuales, resumen, síntesis o cualquier técnica que te ayude a aprender estos temas. También es recomendable que busques conceptos en el diccionario de palabras que no entiendes.
Los siguientes recursos fueron elaborados por la UNAM y están disponibles en su portal unamenlinea.
El enlace covalente se da entre dos elementos que comparten un par de electrones, los cuales tienen espines o giros opuestos. El par de electrones compartidos en común los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble.
Se forman así moléculas que son pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Los átomos enlazados se encuentran neutros y tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
La atracción electrostática entre átomos de diferente carga eléctrica genera un tipo de enlace conocido como enlace iónico. Es necesario que para que pueda darse dicho enlace uno se los átomos pueda ceder electrones y por el contrario el otro pueda ganar electrones, es decir, se produce la unión entre átomos que pasan a ser cationes y aniones.
Este tipo de enlace generalmente se produce entre un elemento metálico (electropositivo) y elemento no metálico (electronegativo). Un ejemplo típico de este tipo de enlace lo es el cristal iónico cloruro de sodio ( NaCl ) sal común. En este enlace tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro, como se observa a continuación:
Como veremos en la sección de estado sólido, el cloruro de sodio forma una red cristalina, cuya red es cúbica (bc), en cuyos vértices de los paralelepípedos alternan iones de Cl- y Na+., con tal estructura cada ión de cloro Cl- queda rodeado de seis iones Na+. Dentro de la terminología utilizada para el manejo de redes cristalinas observaremos que esta característica indicara que el índice de coordinación es 6 (ver estado sólido)
Generalmente, un elemento alcalino o del Grupo I A ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ) y un elemento halógeno o del Grupo VII A ( F, Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos. Algunos de los compuestos que mantienen enlaces iónicos se encuentran NaCl, LiF, KBr, NaF, KI, CaO, MgO, BeO, MgS, BaS, RbSe. (Como se puede observar el enlace se da entre un metal y un no metal)
Un aspecto importante dentro de los enlaces químicos iónicos es el de las fuerzas repulsivas eléctricas, las fuerzas que mantienen la estructura con el índice de ordenación indicado es debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas, lo cual permite puntos de fusión elevados, para fundir un cristal iónico se hace necesario deshacer la red cristalina, es decir separar los iones.
El rompimiento de enlaces de este tipo implica un aporte de energía térmica, el cual ha de ser igual a la energía reticular. De esta observación se desprende una consecuencia directa, entre mayor es la energía reticular mayor es el punto de fusión. Las fuerzas que aparecen cuando las distancias son reticulares o inferiores a estas, hacen que debido a las fuerzas repulsivas intensas los cristales iónicos sean poco comprensibles. Cuando los compuestos iónicos son fundidos los iones, partículas cargadas móviles, conducen bien la electricidad, algo que podríamos observar en las disoluciones acuosas
Dentro de las características más importantes de los compuestos iónicos se encuentran el hecho de altos puntos de fusión, generalmente, mayor a 400°C , gran cantidad de estos compuestos son solubles en disolventes polares como el agua, por el contrario, la mayoría es insoluble en disolvente no polares como el hexano. Las disoluciones acuosas conducen bien la electricidad por
La energía reticular: es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los iónes en estado gaseosos.
Distancia reticular: distancia a la que quedan en la red dos iones de signo contrario.
