HTAT_HTAT-208_MATERIAL (2)

1. HTAT HTAT- -208 208 Química Aplicada Química Aplicada Tecnología Ambiental Semestre II

2. INDICE 5 TAREA N°1 SEPARA MEZCLAS EN SUS COMPONENTES 1. LA MATERIA 6 1.1 Propiedades de la materia 6 1.2 Estados de la materia 10 1.3 Cambios de estado 12 2. MEZCLAS Y SUSTANCIAS PURAS 13 2.1 Mezcla y sustancia pura 14 2.2 Separación de mezclas 20 3. TEORÍA ATÓMICA 23 3.1 El origen de la Teoría Atómica 24 3.2 Número Cuántico 27 3.3 Configuración Electrónica 29 30 4 PERIOCIDAD QUÍMICA 4.1 Unidades de masa atómica 30 4.2 Peso atómico 30 4.3 Número atómico 31 4.4 Número de masa 32 4.5 Masa atómica relativa 32 4.6 Propiedades periódicas 32 4.7 Energía de ionización 32 4.8 Afinidad electrónica 32 4.9 Radio atómico 4.10 Radio iónico 32 33 4.11 Electronegatividad 33 4.12 Carácter metálico 34 4.13 Carácter no metálico 34 35 TAREA N° 2 OBTIENE COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS. 5. ENLACE QUIMICO 36 5.1 Teoría de Lewis 37 2

3. 5.2 tipos de enlaces 37 6. FUNCIONES QUÍMICAS 42 6.1 Funciones químicas inorgánicas 44 7. REACCIONES QUÍMICAS 48 7.1 Evidencia de una reacción química 48 7.2 Ecuaciones químicas 50 7.3 Reacciones de precipitación 51 7.4 Reacciones ácido-base 51 7.5 Neutralización ácido-base 56 7.6 Reacciones de oxidación-reducción 56 62 TAREA N° 3 PREPARA Y VALORA SOLUCIONES QUÍMICAS. 8. ESTEQUIOMETRÍA 63 8.1 Cálculos estequiométricos 64 8.2 Relaciones estequiométricas 64 9. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 64 9.1 Definiciones 64 66 9.2 Unidades de concentración físicas 67 9.3 Unidades de concentración química 68 10. CINETICA QUÍMICA TAREA N° 4 REALIZA ENSAYOS DE RECONOCIMIENTO DE COMPUESTOS ORGÁNICOS 71 72 11. GRUPOS FUNCIONALES ORGÁNICOS 72 11.1 Hidrocarburos 79 11.2 Funciones oxigenadas 83 11.3 Función ácida 84 11.4 Función éter 3

4. 85 11.5 Función éster 87 11.6 Función anhídrido 87 11.7 Funciones acetal y hemiacetal 88 11.8 Funciones con nitrógeno 4

5. TAREA N°1 SEPARA MEZCLAS EN SUS COMPONENTES 5

6. 1. LA MATERIA Es todo aquello ocupa un lugar en el espacio, se encuentra en constante s transformaciones, mediante fenómenos físicos y químicos. La materia se presenta en dos formas: condensada y dispersada o disipada. La materia condensada se caracteriza por tener masa y volumen, por ejemplo: los planetas, los metales, los alimentos y otros, mientras que la materia disipada es energía como la luz, rayos X, calor y otros. 1.1 Propiedades de la materia A. Propiedades intensivas: no dependen de la cantidad de materia •Temperatura Es la medida de la energía cinética promedio de los átomos. La escala Celsius, o centígrado, es la escala más usada a nivel mundial, para medir la temperatura. Punto de fusión • El punto de fusión es la temperatura a la que un compuesto en fase sólida pasa a su fase líquida. En el sistema internacional la unidad es el kelvin (K). •Punto de ebullición El punto de ebullición es la temperatura a la que un compuesto en fase líquida pasa a su fase gaseosa. El ejemplo típico es el del agua, que hierve y se transforma en vapor a 100ºC, cuando la presión atmosférica es igual a 1 atmósfera. 6

7. •Elasticidad La elasticidad es una medida, de cuanto se puede deformar un objeto cuando se le aplica una cierta fuerza. Materiales como la goma tienen una propiedad elástica mayor. •Densidad La densidad es la relación entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. Se calcula dividiendo la cantidad de masa entre el volumen m/v. •Viscosidad La viscosidad es la propiedad de los fluidos para resistirse a fluir. Mientras más viscoso es un fluido, será más espeso. La viscosidad en los fluidos generalmente disminuye con el aumento de la temperatura. La viscosidad se mide en newtons-segundos por metro cuadrado (N- s/m2). •Tensión superficial Es la propiedad de los líquidos a resistir las fuerzas que se aplican sobre su superficie. Esta propiedad es resultado de las fuerzas que mantienen juntas a las moléculas del líquido en la superficie. •Calor específico Describe cuanto calor se necesita para aumentar la temperatura de una unidad de masa de un material. En el sistema internacional la unidad del calor específico es J/kg ºC. El calor específico del agua (4186 J/kg ºC) es cinco veces mayor que el del vidrio (840 J/kg ºC). 7

8. •Resistividad Es la resistencia al flujo de cargas eléctricas, independiente de su tamaño o forma. En el sistema internacional la unidad para la resistividad es ohm metro (Ω·m) El cobre tiene una resistividad muy baja, por lo que conduce la electricidad fácilmente. •Conductividad térmica La conductividad térmica es la capacidad de los materiales para transferir el calor. En el sistema internacional de unidades se mide en vatios por metro y kelvin (W/m.k). B. Propiedades extensivas: dependen de la cantidad de materia presente, como la masa y el volumen. Longitud • La longitud es una medida física de la distancia, la separación entre dos objetos. La unidad del sistema internacional para la longitud es el metro. Masa • La masa es la cantidad de materia que contiene un objeto. La masa, a diferencia del peso, no depende de la gravedad. La unidad del sistema internacional para la masa es el kilogramo. Volumen • El volumen es la medida del espacio tridimensional que ocupa un objeto. En el sistema internacional la unidad de volumen es el metro cúbico (m3). 8

9. El volumen de un sólido se puede medir por el volumen de líquido que puede desplazar cuando es sumergido completamente. Número de moléculas • La cantidad de moléculas que componen el aire varía según el espacio que ocupan. El número de moléculas de un material varía en función de la cantidad del material. 1 mol de una sustancia tiene 6,02x1023 átomos, este número también se conoce como el número de Avogadro. Inercia • La inercia es la propiedad de los cuerpos para resistir a los cambios de movimiento o reposo. Mientras más masa, más inercia. Capacidad calorífica • La capacidad calorífica es la cantidad de calor necesaria para cambiar la temperatura de una sustancia. En el sistema internacional la unidad de la capacidad calorífica es joules por kelvin (J/K). Depende de la cantidad de sustancia, temperatura y presión. Entalpía • La entalpía es la cantidad de energía que un sistema cede o absorbe de su entorno. En el sistema internacional la unidad de entalpía es joules (J). Entropía • La entropía es la medida del desorden de un sistema. En el sistema internacional la unidad de entropía es joules por kelvin (J/K). A mayor tamaño del sistema, mayor será el desorden. 9

10. Carga eléctrica • La electricidad estática se produce cuando hay un exceso de carga eléctrica en la superficie de un objeto. La carga eléctrica es una propiedad que produce fuerzas que pueden atraer o repeler materia. En el sistema internacional la unidad de carga es el Coulomb (C), representa 6,242x1018e, e es la carga del protón ser positiva o negativa. 1.2 Estados de la materia Fuente: https://www.areaciencias.com/fisica/plasma/ A. Estado Gaseoso Las partículas en los gases se atraen muy poco entre sí. Su forma y su volumen es la del recipiente que los contiene, se pueden comprimir (reducir o aumentar su tamaño), pueden fluir (viajar de un sitio a otro deslizándose por el medio). Los gases ejercen presión (fuerza sobre las paredes del recipiente que los contienen). Las temperaturas altas favorecen que las sustancias estén en estado gaseoso, alto movimiento y energía. 10

11. Fuente: https://www.quimicas.net/2015/07/estado-gaseoso-de-la-materia.html B. Sólido Las partículas de los sólidos se atraen con mucha fuerza entre sí y están fuertemente unidas Su forma y su volumen son fijos y no varían, son incompresibles (no se reducen al ser presionados). No fluyen y ejercen presión sólo sobre los cuerpos que están apoyados en él. Las temperaturas bajas favorecen que las sustancias estén en estado sólido. Cada ión tiene una posición fija en el espacio. Esto le confiere forma y volumen propios al cuerpo. En esa posición fija, cada partícula (molécula, átomo o ión), vibra sin cesar. Los sólidos cristalinos poseen una estructura ordenada de largo alcance Fuente: molecular-de-los-estados-de-agregacion https://www.saberdeciencias.com/apuntes-de-quimica/80-descripcion-cinetico- C. Líquido Las partículas de los líquidos se atraen con fuerza intermedia entre sí y las partículas están unidas, pero se mueven o deslizan unas con respecto de otras. Su forma es la del recipiente que lo contiene y su volumen es fijo, no varía. Son incompresibles (no se reducen al ser presionados), pueden fluir. Los líquidos ejercen presión sobre las paredes de los recipientes que los contienen. Las temperaturas intermedias favorecen que las sustancias estén en 11

12. estado líquido. Fuente:https://www.quimicas.net/2015/07/estado-liquido-de-la-materia.html D. Plasma El Plasma consiste en una colección de electrones e Iones que se mueven libremente dentro de la materia. Es un gas ionizado, es decir, sus átomos se convierten en iones positivos, al ser liberados de ellos algunos de sus electrones. Fuente: https://www.quimicas.net/2015/07/estado-plasmatico-de-la- materia.html 1.3 Cambios de estado Un cuerpo en estado sólido al que se aumenta su temperatura hace que sus partículas se muevan más rápido hasta que se separan y pasa a estado líquido o gaseoso. Lo contrario pasa si se baja la temperatura, las partículas tendrán menos energía y tenderán a estar en estado líquido o sólido. 12

13. Los cambios de estado se muestra en la figura. Figura1: Estados de la materia 2 MEZCLAS Y SUSTANCIAS PURAS Figura 2. Clasificación de la materia La materia existe como mezclas o sustancias puras. 13

14. 2.1 Mezcla y sustancia pura Puede definirse como algo que tiene una composición variable. Por ejemplo, la madera es una mezcla (su composición varía en gran medida dependiendo del árbol a partir del cual se origina); el vino es una mezcla (puede ser rojo o amarillo pálido, dulce o seco); el café es una mezcla (puede ser fuerte, débil o amargo); y, aunque parece bastante pura, el agua bombeada desde la profundidad de la tierra es una mezcla (contiene minerales y gases disueltos). A. La sustancia pura, siempre tendrá la misma composición. Son elementos o compuestos. Por ejemplo, el agua pura es un compuesto que contiene moléculas individuales de H2O. Sin embargo, como se encuentra en la naturaleza, el agua líquida siempre contiene otras sustancias además de agua pura: es una mezcla. Sin embargo, se purifican las muestras de agua a partir de varias fuentes (como los océanos, lagos, ríos y el interior de la Tierra), siempre se termina con la misma sustancia pura, el agua, la cual sólo está compuesta por moléculas de H2O. Ésta siempre tiene las mismas propiedades físicas y químicas y siempre está conformada por moléculas que contienen hidrógeno y oxígeno en exactamente las mismas proporciones, sin importar la fuente original de donde proviene. Las propiedades de una sustancia pura hacen posible identificarla de manera concluyente. Las mezclas pueden separase en sustancias puras: elementos y(o) compuestos. Por ejemplo, la mezcla conocida como aire puede separarse en oxígeno (elemento), nitrógeno (elemento), agua (compuesto), dióxido de carbono (compuesto), argón (elemento) y otras sustancias puras. 14

15. Figura 3. Mezcla de aire B. Mezcla homogénea A una mezcla homogénea también se le llama disolución. Por supuesto, pueden mezclarse diferentes cantidades de sal y agua para formar varias disoluciones, pero una mezcla homogénea (una disolución) no varía en composición de una región a otra. El aire a su alrededor constituye una disolución: es una mezcla homogénea de gases. También existen disoluciones sólidas. El latón es una mezcla homogénea de los metales cobre y zinc. •Componentes de una mezcla homogénea Una mezcla homogénea o solución está compuesta por al menos dos sustancias que se encuentran en diferentes cantidades en la misma. El soluto y el solvente. Un soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción en la mezcla homogénea, adquiere la forma y las características del solvente (ya que se disuelve en este) y tiene un punto de ebullición superior a este. La fase más común en la que se encuentra es el estado sólido (aunque también se encuentra en los otros estados). Un ejemplo de soluto es el café molido que se mezcla con agua caliente para preparar una taza de café. 15

16. El otro componente de una mezcla homogénea o solución es el solvente, que es la sustancia que disuelve al soluto. El solvente se encuentra en mayor proporción que el soluto en una solución y determina en cual fase o estado de la materia se encontrará esta. Generalmente se trata de un líquido, siendo el solvente por excelencia el agua. •Propiedades de una mezcla homogénea Las mezclas homogéneas, como las soluciones o disoluciones, poseen varias propiedades. En las mezclas homogéneas se presenta el fenómeno de la solvatación, el cual consiste en la disolución del soluto en el solvente. Las moléculas del soluto son rodeadas por las moléculas del solvente, cediendo sus iones a este último. Se presenta el principio de que lo similar disuelve lo similar, lo que significa que las moléculas de solutos polares solo interactúan con moléculas de solventes polares. Así mismo, los solutos no polares solo interactúan con solventes no polares. Otra propiedad es la solubilidad de una solución, que es el punto máximo en el que un solvente y un soluto ya no se pueden disolver. En este caso la solución puede estar: ✓Saturada: el solvente es incapaz de disolver más al soluto. ✓Sobresaturada: se agrega más soluto a la solución y este permanece en su estado original. ✓Insaturada: cuando la cantidad de soluto es menor a la que el solvente es capaz de disolver. Entre los factores que afectan la solubilidad se encuentra la polaridad y el volumen (tamaño) de las moléculas de una sustancia, la presión y la temperatura. 16

17. •Características de una mezcla homogénea ✓La mezcla de sus componentes es uniforme. ✓Se encuentra en una sola fase o estado de la materia. ✓No es posible diferenciar las sustancias que la componen a simple vista. ✓Está formada por uno o más solutos y un solvente. ✓Permanece estable siempre que se presenten las mismas condiciones (temperatura, presión). ✓Soluto y solvente son miscibles, particularmente en estado líquido. C. Mezcla heterogénea Una mezcla heterogénea contiene regiones que tienen diferentes propiedades que las de otras regiones. Por ejemplo, cuando se vierte arena en agua, la mezcla resultante tiene una región que contiene agua y otra región muy diferente que contiene principalmente arena Figura 4. Mezcla heterogénea •Características de una mezcla heterogénea ✓No hay una distribución uniforme de los elementos que la conforman. ✓Es común que sus componentes se puedan distinguir a simple vista. ✓Toda mezcla que presenta dos estados de la materia es heterogénea. 17

18. ✓Sus componentes no son miscibles y se mantienen separados físicamente. •Tipos de mezclas heterogéneas Cuando los componentes de una mezcla heterogénea se encuentran en diferentes fases (por ejemplo, un líquido y un sólido), a esta mezcla se le conoce como suspensión. Las suspensiones se caracterizan porque el sólido no se disuelve en el otro componente, sea este un gas o un líquido. Aun si se revuelven sus componentes, eventualmente estos se encontrarán en porciones separadas de la mezcla. Las partículas que forman el sólido de una suspensión son de tal tamaño que la gravedad terrestre tiene un efecto sobre ellas, superando la fuerza que las uniría a la otra sustancia. Además, es posible separar la mezcla por medio de la filtración. Arena mezclada con agua es un ejemplo de una suspensión. Si se colocan en un recipiente y se agita, la arena eventualmente se depositará en el fondo del recipiente. Otro tipo de mezclas heterogéneas es conocido como coloides. En estos, las partículas son de menor tamaño que en las suspensiones, solo podrán ser observadas a través de un microscopio y no es posible separarlas por medio de la filtración. Estas se caracterizan porque sus partículas son capaces de dispersar la luz cuando pasa a través de una mezcla coloidal, haciéndose visible, creando el efecto Tyndall (en honor al físico irlandés John Tyndall, 1820-1893). Este fenómeno se debe al tamaño de las partículas de las mezclas coloides. La mayonesa es un ejemplo de coloide. Específicamente de una emulsión, ya que sus componentes principales se encuentran en estado líquido y uno 18

19. de sus elementos funciona como emulsificante. Los ingredientes que normalmente se utilizan para elaborar mayonesa son aceite, agua, huevo, etc. El agua y el aceite no son solubles entre sí, lo que quiere decir que son inmiscibles. ▪Mezclas coloidales El tamaño de partícula es intermedio entre una disolución y una mezcla homogénea. Las partículas son relativamente grandes para que, aunque no se observen a simple vista, dispersen la luz. Pero son suficientemente pequeñas para que no se depositen con facilidad. Algunas sustancias tienen moléculas tan grandes que forman necesariamente coloides (coloides moleculares). Las partículas son progresivamente mayores Disoluciones Dispersiones coloidales Suspensiones Todas las partículas son del Las partículas de al menos uno de Las partículas de al menos tamaño de los átomos, los componentes son grandes uno de los componentes iones o pequeñas grupos de átomos de iones o de pueden ser vistas con un moléculas (1–10 Å) pequeñas moléculas (10– microscopio de baja Homogéneas 10000Å). resolución (>10000 Å). Homogéneas, pero en el límite. Transparentes; No homogéneas A menudo opacas; pueden ser No transparentes No presentan efecto Tyndall transparentes, pero presentan Estables a la gravedad. Inestables a la gravedad; No separables por filtración. efecto Tyndall. las partículas se depositan Menos estables a la gravedad; Separables por filtración El movimiento Browniano evita deposición de las partículas. No separables por filtración •Efecto Tyndall. Las mezclas coloidales pueden, si el tamaño de partícula es pequeño, parecer transparentes como las disoluciones verdaderas, pero pueden distinguirse fácilmente por el efecto Tyndall. 19

20. •Adsorción En la superficie de un sólido, los átomos sólo están enlazados a otros átomos del sólido en, y por debajo de la superficie. Como estos átomos interaccionan en todas las direcciones, muestran tendencia a interactuar con cualquier cosa que entre en contacto con la superficie. La superficie puede adsorber iones o moléculas, mediante fuerzas que pueden ser de Van der Waals o de enlace químico. Una misma cantidad de material tiene mucha más capacidad adsorbente cuando está compuesto de partículas muy pequeñas, pues posee más superficie. Por ello, los coloides son muy buenos adsorbentes. También son muy buenos adsorbentes materiales muy porosos como el carbón activo. •Coloides hidrófilos Los coloides hidrófilos (o liófilos cuando el medio no es agua) poseen una parte polar que se sitúa en la parte exterior del coloide, de manera que atrae a las moléculas de agua, que de esa forma rodean al coloide. Ejemplos: proteínas, almidón, jabón. •Coloides hidrófobos Los coloides hidrófobos (o liófobos) no tienen una parte polar. En disolventes polares, como el agua, las moléculas de coloide no están protegidas por las del disolvente. Al chocar directamente entre sí se juntan, dando partículas mayores (disminución de la tensión superficial) y produciendo finalmente la coagulación del coloide. Los coloides hidrófobos sólo pueden existir en agua en presencia de emulsificantes, cuyas moléculas son capaces de interactuar con ambas fases. 2.2 Separación de mezclas La materia encontrada en la naturaleza por lo regular, es una mezcla de sustancias puras. Por ejemplo, el agua de mar es agua que contiene minerales disueltos. Se puede separar el agua de los minerales hirviéndola, lo cual la cambia a vapor (agua gaseosa) y deja detrás los minerales como sólidos. Si se recolecta y enfría el vapor, se condensa a agua pura. En la 20

21. figura siguiente se muestra este proceso de separación, llamado destilación. Cuando se realiza la destilación de agua salada, se cambia el agua del Figura 5. Destilación estado líquido al gaseoso y de regreso al estado líquido. Estas variaciones de estado son ejemplos de cambios físicos. Se está separando una mezcla de sustancias, pero no se está modificando la composición de las sustancias individuales. Suponga que recoge algo de arena con la muestra de agua de mar. Esta muestra es una mezcla heterogénea debido a que contiene un sólido no disuelto, así como la disolución de agua salada. Se puede separar la arena por filtración sencilla. Se vierte la mezcla en un entramado, como un papel filtro, el cual permite que el líquido pase a través suyo y deja el sólido detrás. Después la sal puede separarse del agua por destilación. En las figuras se representa el proceso de separación total. Todos los cambios involucrados son físicos. Figura 6. Destilación de agua salada 21

22. Figura 7. Separación de un sólido de un líquido Dado que cada componente de una mezcla conserva sus propiedades, podemos separar una mezcla en sus componentes aprovechando las diferencias en sus propiedades. Por ejemplo, una mezcla heterogénea de limaduras de hierro y limaduras de oro podría separarse, trocito por trocito y con base en el color, en hierro y oro. Una estrategia menos tediosa sería usar un imán para atraer las limaduras de hierro, dejando atrás las partículas de oro. También podemos aprovechar una importante diferencia química entre estos dos metales: muchos ácidos disuelven el hierro, pero no el oro. Por tanto, si colocamos nuestra mezcla en un ácido apropiado, el hierro se disolverá y sólo quedará el oro. Luego podrían separarse las sustancias por filtración. Tendríamos que usar otras reacciones químicas, que conoceremos más adelante, para transformar el hierro disuelto otra vez en metal. También podemos aprovechar las diferentes capacidades de las sustancias para adherirse a las superficies de diversos sólidos como el papel y el almidón, y así separar mezclas. 22

23. Éste es el fundamento de la cromatografía (literalmente, “escritura en colores”). Figura 8. Separación de una tinta por cromatografía 3 TEORÍA ATÓMICA La materia está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos. La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometria. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa "indivisible"). Gracias al electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas principalmente: electrones, protones y neutrones, que pueden existir de manera separada. 23

24. Fuente: https://joseandresriverasiliezar.wordpress.com/2014/03/05/estructura-atomica/ Figura 9. Estructura Atómica 3.1 El origen de la Teoría Atómica • Modelo atómico de Dalton Algunos principios: ✓ Los elementos están formados por partículas indivisibles, llamados átomos. ✓ Los átomos de un elemento, no se convierten en átomos de otros elementos. ✓ En reacciones químicas los átomos no se crean ni destruyen, solo cambian su distribución. “Ley de la conservación de masa” ✓ Los átomos de elementos diferentes, se combinan, para formar compuestos y lo hacen siempre en proporciones definidas. •Modelo atómico de Thomson Descubre el electrón, confiere al electrón dos características fundamentales: son eléctricamente negativos y más ligeros que el átomo 24

25. Su modelo atómico, considera el átomo como una esfera positiva, rodeada de partículas negativas (electrones), distribuidas en tal forma que anula la carga negativa, originando un átomo eléctricamente neutro. Figura 10. Modelo atómico Thomson •Modelo atómico de Rutherford -El átomo posee un núcleo central con carga positiva. -En el núcleo reside la masa del átomo. -El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo. -La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona. -El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrífuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita. Figura 11. Modelo atómico Rutherford • Modelo atómico de Niels Bhor Propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno. - Los electrones giran a gran velocidad alrededor del núcleo. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada 25

26. nivel se designa con una letra (K, L, M, N,.) o un valor de n (1, 2, 3, 4,.). - Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja, se encuentra en estado basal. - El átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada. Figura 12. Modelo atómico Niels Bhor • Teoría atómica de Schrodinger- Modelo Actual ✓Números cuánticos (Igual que Bohr) pero ahora la capa recibe nombre de ORBITAL. ✓Dentro de un nivel energético EXISTE subniveles. ✓Número cuántico principal (n), valores 1,2,3 ✓Número cuántico secundario (l), valores 0,1,2,.. n-1. ✓Número cuántico magnético (m1), valores -1,...0…..+1 •Principio de la teoría atómica moderna ✓Toda la materia está hecha de átomos, que no pueden ser destruidos ni creados. ✓Los átomos están hechos de electrones, protones y neutrones, no es indivisible. ✓Los átomos de un elemento pueden tener masas variables, son los isotopos, que existen en dos o más formas con diferentes pesos atómicos, pero idénticas químicamente. Tienen el mismo número de protones en el núcleo, pero difieren en el número de neutrones 26

27. ✓Los átomos de diferentes elementos pueden tener el mismo número de masa. Se llaman isobaras. 3.2 Número Cuántico •Número Cuántico Principal ✓Indica el nivel de energía. ✓Valores positivos 1 al 7. ✓Denotado por las letras del abecedario K, L,M,N,O,P,Q. Figura 13. Niveles de energía El número cuántico principal siempre tiene como valor números enteros y positivos y nos permite conocer el nivel energético del orbital, así como su tamaño. N determina la medida del orbital, por lo que cuanto mayor sea n la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo de un átono disminuye y la energía del orbital se incrementa. A todos aquellos grupos de orbitales que comparten el mismo valor de N se les conoce con el nombre de nivel o capa. Los valores que puede adoptar el número cuántico principal (n) pueden ser número enteros positivos como: n = 1, 2, 3, 4, 6. •Número cuántico secundario ( l ) ✓Conocido como número cuántico de forma. ✓Indica el tipo de orbital. 27

28. ✓Determina el subnivel (s, p, d, f) Figura 14. Subniveles orbitales Facilita la información sobre la forma geométrica que tiene el orbital. Los valores que puede adoptar ℓ depende del valor n. Esto significa que dependiendo del valor que tiene el número cuántico principal (n), ℓpodrá adoptar unos números enteros determinados y que van desde elcero hastan-1 (ℓ = n –1). Ejemplo, si el valor de n es igual a 4 (n=4), los valores que puede tener ℓpueden ser 0,1,2,3. •Número cuántico Magnético (ml) ✓Conocido como número cuántico por orientación. ✓Indica la orientación de orbital ✓Toma valores desde (–l a +l ). ✓m, se calcula según el ingreso del último electrón en el orbital. Figura 15. Número cuántico magnético 28

29. •Número Cuántico Espín: ms Permite conocer el sentido de rotación del electrón en su propio eje dentro de un orbital. Los valores que puede tener son dos, ya que solo puede tener dos posibilidades de giro, y son -1/2 o +1/2. Figura 16. Número cuántico Espín Cabe destacar que en cada orbital solo puede tener un máximo de dos electrones con espines diferentes. 3.3 Configuración Electrónica Corresponde a la distribución de los distintos electrones alrededor del núcleo en los diferentes niveles de energía y orbitales. Para saber cómo se ordenan debemos tener en cuenta los siguientes principios: Principio de la mínima energía: “Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad. Principio de la exclusión de Pauli: “Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”. 29

30. Pueden compartir como máximo el valor de tres números cuánticos. Principio de la máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de igual energía los electrones se distribuyen uno a uno. Ocupando cada orbital con espines paralelos. Cuando se alcanza el semi llenado recién se produce el apareamiento con los espines opuestos. 4. PERIOCIDAD QUÍMICA Figura 18. Unidades de un elemento químico 4.1 Unidades de masa atómica La unidad de medida de la masa atómica se conoce como “uma”, que resulta de la abreviación de “unidades de masa atómica”. También se conoce como “u”, que resume “unidades de masa atómica unificada”, y como “Da”, que significa “Dalton”. Esta unidad se define como la 1/12 parte que posee un átomo de carbono 12 (C-12). Así, 1 uma corresponde a 1,66053904 x 1024 gramos. Por ejemplo, el átomo del carbono 12 (C-12) en particular posee 12 unidades de masa atómica (u=12). 4.2 Peso atómico El peso atómico se define como el promedio de la masa atómica de todos los isótopos de un elemento. Por ejemplo, el peso atómico del carbono, que se calcula a partir de la media entre diferentes isótopos de carbono como el C-12 y el C-14, es de 12,0107. 30

31. 4.3 Número atómico El número atómico corresponde a la cantidad de protones que contiene cada átomo de un elemento. Este se representa con la letra Z. Por ejemplo, el número atómico del carbono (C) es 6 (Z=6). 4.4 Número de masa El número de masa o número másico se refiere al total de protones y neutrones del núcleo del átomo. 4.5 Masa atómica relativa Si se quiere calcular la masa atómica de un elemento, y no solo de un átomo, se habla de masa atómica relativa y se representa con las siglas “Ar”. Los elementos se pueden encontrar en la naturaleza de diferentes formas, lo que en términos químicos quiere decir que pueden estar conformados por varios isotopos. Ordenación periódica de los elementos: Tabla Periódica Figura 19. Tabla periódica 31

32. En la actualidad, los elementos se colocan en función de su número atómico y de su configuración electrónica. El sistema periódico actual, consta de 18 columnas o grupos, que la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) recomienda nombrar del 1 al 18, numerados de izquierda a derecha, y de siete filas o periodos. El hidrógeno y el helio quedan fuera de estas consideraciones. El primero, por tener un solo electrón, se coloca encima del grupo de los alcalinos, y el segundo, por tener completo su último nivel, se halla encima de los gases inertes. 4.6 Propiedades periódicas Las propiedades químicas de los elementos, y buena parte de las físicas, dependen de los electrones del último nivel, por lo que la colocación de los elementos en la tabla periódica, que está relacionada con ellas, estará ligada con dicha estructura electrónica. 4.7 Energía de ionización (o potencial de ionización) La energía de ionización es la energía mínima que hay que suministrar a un átomo gaseoso, en su estado fundamental para arrancarle (o para extraerle completamente) un electrón, transformándolo en un catión con número de oxidación +1. El proceso es endotérmico porque absorbe o gana energía. 4.8 Afinidad electrónica (o electroafinidad) La afinidad electrónica es la energía que absorbe o desprende un átomo gaseoso en estado fundamental cuando capta un electrón libre transformándose en un anión con número de oxidación –1. 4.9 Radio atómico El radio atómico es la distancia que existe entre el núcleo del átomo y su electrón más externo. 32

33. 4.10 Radio iónico Se define como la distancia entre los núcleos atómicos de dos átomos iónicos. Por lo tanto nos proporciona el tamaño relativo de los iones. En general, para cualquier elemento: RI ANIÓN > RA ELEMENTO > RI CATIÓN En el anión hay mayor número de electrones en el nivel externo, éstos se repelan y debido a ello el radio es mayor. En el catión hay menor número de electrones y predomina las cargas positivas de los protones, entonces los electrones externos son atraídos con mayor fuerza, disminuyendo así el radio. Figura 20. Radio atómico vs energía de ionización 4.11 Electronegatividad (EN) Es la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones de enlace, hacia su núcleo al unirse químicamente con otro átomo. En 1934, Robert S. Mulliken, sugirió, sobre bases teóricas que la 33

34. electronegatividad (EN) de un átomo, está dada como la semidiferencia de su energía de ionización (EI) y la afinidad electrónica (AE): Figura 21. Electronegatividad 4.12 Carácter metálico Elementos que tienen pequeñas energías de ionización y pequeñas afinidades electrónicas presentan valores bajos de electronegatividad, por lo tanto, son de alto carácter metálico o electropositivos. Es una indicación de la habilidad de los átomos de donar electrones. Se oxidan y tienen mayor fuerza reductora. 4.13 Carácter no metálico Los elementos que tienen gran energía de ionización y gran afinidad electrónica presentan valores altos de electronegatividad, por lo tanto, son de alto carácter no metálico. 34

35. TAREA N° 2 OBTIENE COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS. 35

36. 5. ENLACE QUIMICO Las sustancias químicas están formadas por átomos enlazados, solo los gases nobles se presentan en la naturaleza como átomos aislados. Para formar estas sustancias los átomos ponen en juego una serie de fuerzas atractivas que posibilitan la unión estable de unos con otros. Es la fuerza que existe entre dos átomos, cualquiera sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones. De esta forma adquieren ambos una configuración electrónica estable, la que correspondería a un gas noble. El enlace químico se debe a la existencia de fuerzas atractivas que mantienen unidos los átomos en un compuesto. Es el responsable de la unión estable entre dos o más átomos, y se forma con la transferencia total o parcial de electrones entre ellos. Los electrones de la última capa, llamados electrones de valencia, son los que se hallan más débilmente ligados a los núcleos de cada átomo, y por ello son susceptibles de ser atraídos por ambos núcleos, constituyendo así un vínculo de unión entre los átomos. En la naturaleza, cualquier proceso tiende a estabilizarse de manera espontánea, es decir, evoluciona hasta conseguir un estado de mínima energía. Así, los átomos se unen formando sustancias compuestas, a fin de rebajar su energía y por tanto aumentar su estabilidad. Al aproximarse dos átomos, puede ocurrir que sus características sean tales que no lleguen a unirse y a formar una molécula estable; entonces se separarán de forma espontánea. Cuando esto sucede, se observa la formación de una curva de inestabilidad 36

37. 5.1 Teoría de Lewis Los átomos para conseguir 8 electrones en su última capa, comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete). Cada pareja de electrón compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo. Figura 24: Teoría de Lewis 5.2 Tipos de enlaces: 1. Enlaces intramoleculares: iónico y covalente 2. Enlaces intermoleculares: fuerzas Wan der Wals, puente de hidrógeno 3. Metálico 5.2.1 Enlace de tipo iónico Se produce al unirse un elemento de carácter metálico, situado a la izquierda en el sistema periódico, con uno no metálico, situado a la derecha en dicha ordenación. Este enlace se forma, al ceder el metal electrones al no metal, transformándose ambos en iones, uno positivo catión y otro negativo anión, respectivamente. Se producen las consiguientes atracciones y repulsiones de tipo culombiano entre todos los iones positivos y negativos presentes, con lo que se obtiene un compuesto sólido en forma de red cristalina. Un ejemplo es el cloruro de sodio (NaCl), en donde el sodio tiene estructura de capa de valencia 3s1 y el cloro 3s2 3p5, para completar su octeto, el sodio cede el electrón más externo y obtiene estructura de gas noble (Na+ 2s2 2p6), mientras que el cloro toma dicho electrón, obteniendo también estructura estable (Cl− 3s2 3p6). Las electrovalencias son en este caso +1 y −1, respectivamente. 37

38. Figura 25: Enlace de tipo iónico Las sustancias iónicas no se presentan en forma molecular, sino que, a fin de estabilizarse energéticamente, aparecen formando entramados cristalinos, que denominamos redes. Las redes están constituidas por iones de signo opuesto, de forma que la interacción entre los campos eléctricos. En la red cristalina, los iones se colocan en posiciones fijas distribuidas ordenadamente en el espacio. Figura 26: Red cristalina de iones Propiedades de compuestos iónicos: •Sólidos a temperatura ambiente, se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas. Sus temperaturas de fusión y ebullición son elevadas. •Solubilidad alta en disolventes (polares o con separación de cargas eléctricas), como el agua, que sean capaces de romper las estructuras cristalinas. Los disolventes de tipo orgánico (apolares), por lo general, no son capaces de disolver estos cristales. •Conductividad eléctrica nula, salvo en el caso de estar disueltos o fundidos. 5.2.2 Enlace de tipo covalente En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten” sus electrones. Se da entre no metales (elementos que tienen electronegatividades similares) y entre no metales y el hidrógeno. 38

39. Los átomos compartan electrones entre sí, reduciendo así su energía y estabilizándose al conseguir estructura de última capa llena. Al compartir los electrones, comparten la estabilidad que correspondería a un gas noble. Existen dos tipos de enlaces covalentes. Enlace covalente normal: En este tipo de enlace cada uno de los elementos • aporta con un electrón al par que forma el enlace. Al ser elementos semejantes, son atraídos por sus núcleos en forma simultánea, formando el enlace. Es muy fuerte. Figura 27: Enlace covalente •Enlace covalente coordinado: En este tipo de enlace se “comparte” una pareja de electrones. La diferencia es que esta pareja, proviene de uno de los átomos que forman el enlace. El átomo que aporta la pareja de electrones se llama donante y el átomo que los recibe aceptor. Figura 28: Enlace covalente coordinado Propiedades enlaces covalentes: Sus temperaturas de fusión y ebullición no son muy elevadas. ✓La solubilidad, excepto el agua y similares, es elevada en disolventes de tipo orgánico. Carecen de cargas eléctricas netas, su capacidad 39

40. conductora es prácticamente nula. Algunas sustancias covalentes también pueden hallarse en forma de ✓ redes que son macroestructuras de átomos enlazados covalentemente. Se trata de cristales constituidos por un número muy elevado de átomos iguales o distintos unidos entre sí. Ejemplos de esto son las redes formadas por átomos de carbono o de silicio. El primero se presenta en forma de diamante o como grafito. 5.2.3 Enlaces Van der Waals Son fuerzas de tipo electrostático que unen con enlaces polares o apolares. Los dipolos existentes en ellas pueden interaccionar dando lugar a uniones débiles. En las moléculas apolares la movilidad de las nubes electrónicas produce dipolos instantáneos, lo que genera interacciones atractivas entre las moléculas. Son las fuerzas de London. En ambas situaciones se provocan pequeñas alteraciones en las propiedades de estas sustancias. Figura 29: Enlaces Van der Waals 5.2.4 Puente de Hidrógeno Se produce entre moléculas que contienen hidrógeno y un átomo muy electronegativo y pequeño (tipo F, O, N). En estos casos, el elemento unido al hidrógeno atrae gran parte de la carga del enlace que los mantiene unidos, cargándose negativamente y provocando la aparición de una cierta carga positiva sobre el hidrógeno. Se crea así el enlace polar que permite a las moléculas unirse entre sí, sólo por atracción electrostática. Los compuestos que sufren estas interacciones presentan anomalías en sus puntos de fusión y ebullición y, por tanto, en su estado físico a temperatura 40

41. ambiente. Un ejemplo típico es el del H2O, tiene el mayor punto de ebullición. Esto solo se puede explicar por la energía adicional, que es preciso comunicar a las moléculas de agua para romper sus fuertes asociaciones electrostáticas intermoleculares de puente de hidrógeno, a fin de hacerlas pasar al estado gaseoso. Figura 30: Puente de hidrógeno 5.2.5 Enlace metálico El enlace metálico es el responsable de la unión de los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos con otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes cristalinas. •Los metales son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (cuyo punto de fusión es –38,4 °C), aunque sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente (el galio funde a 29,8 °C, mientras que el wolframio lo hace a 3 410 °C). •Pueden estirarse en hilos (ductilidad) o formar láminas (maleabilidad). •Sus superficies son pulidas y prácticamente no absorben la luz, sino que la reflejan, de ahí su brillo plateado. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Las propiedades de los metales indican que los electrones responsables del enlace poseen una gran libertad y facilidad de movimiento solo con pequeños aportes energéticos. 41

42. 6. FUNCIONES QUÍMICAS Los compuestos inorgánicos resultan de la combinación de varios elementos que se enlazan químicamente, pero en los que su componente principal no siempre es el carbono, siendo el agua el más abundante. •Estado de oxidación: El número de oxidación de un elemento, es equivalente a su capacidad de combinación con otro elemento de signo positivo o negativo. •Determinación del Número de Oxidación Existen reglas prácticas para determinar el número de oxidación (N.O.) del átomo, ion y molécula: ✓ Todo átomo sin combinación su N.O. es cero. Ejemplo: ✓ Regla general, para el hidrógeno y el oxígeno. ✓ Los elementos del grupo IA tienen estado de oxidación +1 y los elementos del grupo IIA tienen estado de oxidación +2. ✓El número de oxidación de toda molécula simple o compuesta es cero, por ejemplo: Ejemplo 8. Sea el compuesto Fe2O3, calcular el número de oxidación del Fe. 42

43. •Nomenclatura clásica Se refiere al nombre que resulta de la combinación de 2 palabras que establecen la identificación de un compuesto, basándose en la función química que lo constituye. Se usan generalmente los siguientes prefijos y sufijos. Ejemplo:H2SO: ácido hiposulfuroso, Au2O: óxido auroso •Nombre sistemático o IUPAC Es el que indica la naturaleza y las proporciones de los constituyentes de una sustancia. Formado a base de un sistema de prefijos y sufijos, que indican en el primer caso la estequiometria y en el segundo caso la naturaleza de las especies implicadas. 43

44. 6.1 Funciones químicas inorgánicas Figura 31: Clasificación de funciones químicas inorgánicas FUNCIÓN ÓXIDO BASICO “Los óxidos son combinaciones de un metal con el oxígeno”. Metal 2 Ca + oxígeno + óxido básico 2 CaO O2 ❖Nomenclatura Óxidos básicos Fórmula Stock Tradicional Sistemática óxido básico de óxido ferroso Monóxido de hierro FeO hierro (II) Fe O 2 3 óxido básico de óxido férrico Trióxido de dihierro cobre (I) Cu O 2 óxido básico de óxido cuproso Monóxido de cobre (I) dicobre óxido básico de óxido cúprico Monóxido de cobre CuO cobre (II) óxido cálcico Monóxido de calcio CaO PbO óxido básico de óxido plúmbico Dióxido de plomo 2 plomo (IV) 44

45. ÓXIDOS ÁCIDOS o ANHÍDRIDOS Resultan de la unión del oxígeno con un no metal: No Metal + oxígeno óxido ácido C + O CO 2 2 ❖Nomenclatura Óxidos ácidos Stock Tradicional Sistemática SO óxido ácido de azufre (IV) anhídrido sulfuroso Dióxido de azufre 2 SO óxido ácido de azufre (VI) anhídrido sulfúrico trióxido de azufre 3 Cl O 2 Cl O 2 3 Cl O 2 5 Cl O 2 7 CO óxido ácido de cloro (I) anhídrido hipocloroso Monóxido de dicloro óxido ácido de cloro (III) anhídrido cloroso Trióxido de dicloro óxido ácido de cloro (V) anhídrido clórico Pentaóxido de dicloro óxido ácido de cloro (VII) anhídrido perclórico Heptaóxido de dicloro óxido ácido de carbono (IV) anhídrido carbónico Dióxido de carbono 2 N O 2 5 óxido ácido de nitrógeno(V) anhídrido nítrico Pentaóxido de dinitrógeno FUNCIÓN HIDRÓXIDO “Unóxido básico al combinarse con el agua forma las bases o hidróxidos”. Estos son compuestos que tienen un grupo conocido como hidroxilo u oxhidrilo: (OH) -1. El -1 significa que tiene estado de oxidación: -1; es decir, que a tomado 1 e-, de acuerdo al concepto dado) Óxido básico + agua Hidróxido Na2O + H2O 2Na(OH) 45

46. ❖Nomenclatura hidróxido Stock Sistemática Tradicional LiOH Ba(OH) hidróxido de litio hidróxido de litio dihidróxido de bario hidróxido de bario 2 Fe(OH) 2 hidróxido de hierro(II) dihidróxido de hierrohidróxido ferroso Fe(OH)3 hidróxido de hierro(III) trihidróxido de hierrohidróxido ferrico FUNCION ÁCIDO OXÁCIDO “Unóxido ácido o anhídrido al reaccionar con el agua forma los ácido oxoácidos”. Óxido ácido + agua Ácido oxoácido CO2 + H2O H2CO3 ❖Nomenclatura Óxidos básicos Nomenclatura tradicional: Se nombra anteponiendo la palabra “ácido” a los prefijos “hipo”,“per” o sin prefijo y los sufijos “oso” o “ico” según el E.O. del no-metal siguiendo la siguiente tabla: Grupo 14 15 16 17 ácido hipo oso +1 +2 +1 ácido oso +2 +3 +4 +3 ácido ico +4 +5 +6 +5 ácido per ico +7 Ejemplos de ácidos oxácidos H2CO3 HNO3 H2SO4 HClO3 ácido carbónico ácido nítrico ácido sulfúrico ácido clórico 46

47. ÁCIDO HIDRÁCIDO: HIDRURO NO METALICO Son compuestos que resultan de la combinación de hidrógeno y algunos no metales como los halógenos (Grupo VII A) y los anfígenos (Grupo VI A). En estado natural son gases solubles en agua que se nombran enunciando el nombre del no metal terminado en "uro" seguido de la palabra hidrógeno. Sus soluciones acuosas se nombran con la palabra "ácido" seguida del nombre del no metal terminado en "hídrico". Ejemplos: H S (ac): ácido sulfhídrico 2 H S 2 HCl Sulfuro de hidrógeno cloruro de hidrógeno HCl (ac): ácido clorhídrico Son compuestos que resultan de la combinación de hidrógeno y los metales METAL + H HIDRURO METÁLICO 2 2Li + H 2LiH 2 Nomenclatura Fórmula Tradicional Stock Sistemática LiH SnH Hidruro de litio Monohidruro de litio Hidruro estánico Hidruro de estaño (IV) Tetrahidruro de estaño 4 CoH Hidruro cobaltoso Hidruro de cobalto (II) Dihidruro de cobalto 2 CaH Hidruro cálcico Dihidruro de calcio 2 Las sales son compuestos que resultan de la combinación de un ácido con una base. Se clasifican en oxisales y haloideas según que provengan de un oxácido o un ácido hidrácido. 47

48. SALES Las sales son compuestos que resultan de la combinación de un ácido con una base. Se clasifican en oxisales y haloideas según que provengan de un oxácido o un ácido hidrácido SALES HALOIDEAS: La combinación de un hidróxido y un ácido hidrácido (ácido sin oxígeno) Tradicional Stock Li S 2 FeCl sulfuro de litio cloruro ferroso cloruro de hierro (II) 2 Co C 2 Al Se 2 carburo cobaltoso carburo de cobalto (II) seleniuro de aluminio 3 SALES OXÁCIDAS La combinación de un hidróxido y un ácido oxoácido (ácido con oxígeno). La nomenclatura tradicional, se nombra utilizando los prefijos “hipo”,“per” o sin prefijo y los sufijos “ito” o “ato” según el E.O. del no-metal seguido del metal + (E.O) (sólo si es necesario), siguiendo la siguiente tabla: 48

49. Ejemplos Na SO 2 AgNO sulfato de sodio 4 nitrato de plata 3 Al (SO ) 2 KClO hiposulfito de aluminio 2 3 perclorato de potasio 4 Las sales son compuestos que resultan de la combinación de un ácido con una base. Se clasifican en oxisales y haloideas según que provengan de un oxácido o un ácido hidrácido. 7. REACCIONES QUÍMICAS Las Reacciones Químicas es un proceso termodinámico en el que las Sustancias (reactivos) sufren cambios fundamentales de identidad para transformarse en nuevas sustancias (productos). 7.1 Evidencia de una reacción química ¿Cómo se sabe cuándo ha ocurrido una reacción química? Es decir, ¿cuáles son las pistas que indican que se ha llevado a cabo un cambio químico? Un nuevo vistazo a los procesos mencionados en la introducción sugiere que las reacciones químicas con frecuencia dan una señal visual. Cuando se oxida, el acero cambia de un material liso y brillante a una sustancia escamosa de color marrón rojizo El cabello cambia de color cuando se blanquea. El nailon sólido se forma cuando se ponen en contacto dos disoluciones líquidas particulares. Aparece una flama azul cuando el gas natural reacciona con el oxígeno. Por tanto, las reacciones Figura 32: Separación del agua 49

50. químicas con frecuencia emiten pistas visuales: un cambio de color, formación de un sólido, producción de burbujas, aparición de una flama, y así sucesivamente. Sin embargo, las reacciones no siempre son visibles. En ocasiones, la única señal de que está ocurriendo una reacción es un cambio en la temperatura a medida que se genera o absorbe calor. 7.2 Ecuaciones químicas Una ecuación química nos representa, de forma simbólica, lo que ocurre durante una reacción química. Subíndice un cambio químico siempre involucra un reordenamiento de las formas en las que se agrupan los átomos. Por ejemplo, cuando el metano, CH4, en el gas natural se combina con el oxígeno, O2, del aire y se quema, se forma dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O. Para la reacción de metano con oxígeno se tiene A un cambio químico como este se le llama reacción química. Ésta se 50