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La Práctica de la Ciencia

FISICA Y QUIMICA 3º ESO

PROBLEMAS DISOLUCIONES

PROBLEMAS DISOLUCIONES

Os propongo la realización de los siguientes problemas de disoluciones:

PROBLEMAS SOBRE DISOLUCIONES:

1. Para sazonar un caldo de pescado se deben añadir 16 g de sal a 2 litros de caldo.

a) ¿Cuál es la concentración de sal (en g/l) en el caldo?

b) Si cogemos 150 ml de caldo ¿cuál será su concentración? ¿Qué cantidad de sal contendrán esos 150 ml?

 

2. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La disolución de glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer.

En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3 aparece: “Disolución de glucosa en agua, concentración 55  g/l”.

a) ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución?

b) Ponemos en un plato 50 cm3. Si dejamos que se evapore el agua, ¿Qué cantidad de glucosa quedará en el plato?

c) Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior se le debe inyectar en una hora?

 

3. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 %vol. a) ¿Qué significa ese número?

b) Si la botella contiene 700 ml de la bebida ¿Qué volumen de alcohol contiene?

 

4. En un vaso se han puesto 250 g de alcohol junto con 2 g de yodo, que se disuelven completamente.

a) Calcular la concentración de la disolución en % en masa.

b) ¿Cuántos gramos de disolución habrá que coger para que al evaporarse el alcohol queden 0,5 g de yodo

sólido?

c) Si tomamos 50 g de disolución y dejamos evaporar el alcohol. ¿Cuántos gramos de yodo quedan?

 

5. En un medicamento contra el resfriado leemos la siguiente composición por cada 5 ml de disolución:

“40 mg de trimetropina, 200 mg de sulfametoxazol., 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y otros en c.s.” a) ¿Qué es el principio activo de un medicamento? ¿Qué es el excipiente?

b) Calcular la concentración de cada componente en g/l.

 

6. Es obligatorio que en las etiquetas del agua mineral aparezca la concentración de las diferentes sales que tiene disueltas, y que en ningún caso pueden superar los límites máximos establecidos por Sanidad.

A partir de la siguiente etiqueta, calcular la cantidad de cada sal que contendrá una botella de litro y medio de esa agua minera.

 

C(mg/l)

sodio

21

magnesio

32

potasio

64

bicarbonato

255

 

7. Hemos preparado una disolución de cloruro de cobre (Cu Cl2) en agua disolviendo 12 g de cloruro de cobre en 98 g de agua, de forma que una vez completamente disuelta ocupa un volumen de 100 cm3.

a) Calcula la concentración en % en peso y en g/l.

b) ¿Qué concentración tendrán 10 cm3 de esa disolución?

c) Si evaporamos todo el agua que hay en los 10 cm3 de disolución, ¿cuánto cloruro de cobre se recupera?

d) ¿Qué tendríamos que hacer para que la disolución esté más diluida?

 

8. Queremos preparar 250 cm3 de disolución de sal en agua, con una concentración de 5 g/l. ¿Qué cantidad de sal debemos disolver en agua?

 

9. Calcular qué volumen de aceite debemos disolver en 600 ml de gasolina para lograr una concentración del 15 % vol.

 

10. Como sabes, las aleaciones metálicas son disoluciones en las que los componentes están en estado sólido. Para medir la concentración de oro en una aleación (el resto suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una concentración de 1 quilate es de 1/24 del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro.

a) ¿Qué % en peso corresponde a una aleación de 1 quilate?

b) ¿Qué % contendrá una aleación de 18 quilates? ¿y de 24 quilates?

c) ¿Puede existir una aleación de 30 quilates? ¿por qué?

d) ¿Qué cantidad de oro puro posee un lingote de oro de 18 quilates de 4 kg de masa?

 

11. El ácido clorhídrico (H Cl) de los recipientes de laboratorio se encuentra disuelto en agua, con una

concentración del 35 % en masa.

a) ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico contendrá un recipiente de 1,5 kg de disolución?

b) ¿Qué cantidad de disolución debemos coger para que contenga 6 g de H Cl?

 

12. Tenemos una disolución de azúcar en agua, de concentración desconocida. Tomamos con una pipeta 10 ml de esa disolución, los colocamos en un cristalizador, y medimos que, cuando se evapora el agua, quedan 0,65 g de azúcar. ¿qué concentración tiene la disolución?

 

Para ampliar:

13. Una disolución de sal en agua tiene una concentración del 20 % en peso y una densidad de 1,15 g/cm3.

Calcular su concentración en g/l.

 

14. Igual que el ejercicio 13, pero con una disolución de yodo en alcohol al 5 % en peso y densidad 0,94 g/cm3.

 

15. Tenemos una disolución de sulfato de cobre en agua de concentración 15 g/l. Si su densidad es de 1,1 g/cm3, calcula su concentración en % en peso.

 

16. Igual que el ejercicio 15, pero con una disolución de ácido sulfúrico en agua de concentración 1776 g/l y d = 1,85 g/cm3.

 

17. Juntamos en un mismo recipiente 50 ml de una disolución de sal común en agua de concentración 20 g/l, y 100 ml de otra disolución de sal común en agua de concentración 30 g/l.

a) ¿Qué cantidad de sal tenemos en total?

b) ¿Cuál es la concentración de la nueva disolución?

 

18. Igual que el 17, pero juntando 60 g de disolución de sal en agua al 40 % en peso y 100 g de disolución de sal en agua al 25 % en peso.

 

19. Tenemos 20 ml. de una disolución de alcohol en agua al 40 % vol. Diluimos añadiendo 60 ml de agua pura.

¿cuál será ahora la concentración de la nueva disolución?

 

20. Igual que el 19, pero partimos de 500 cm3 de disolución de cloruro de potasio (K Cl) en agua de concentración 35 g/l, y añadiendo 250 cm3 de agua pura.

 

Soluciones:

1. a) 8 g sal / l disol. b) la misma, 8 g sal/l disol ; 1,2 g sal

2. b) 2,75 g glucosa. c) 0,727 l = 727 ml disol.

3. b) 94,5 ml alcohol.

4. a) 0,79 % ; b) 63 g disol. ; c) 0,395 g yodo

5. b) 8 g/l ; 40 g/l ; 1 g/l respectivamente

6. 31,5 mg ; 48 mg ; 96 mg ; 382,5 mg respectivamente.

7. a) 10,9 % , 120 g soluto/ l disol. ; b) la misma ; c) 1,2 g cloruro de cobre.

8. 1,25 g sal

9. 105,88 ml aceite.

10. a) 4,17 % ; b) 75 %, 100% , c) no d) 3 kg

11. a) 525 g HCl b) 17,14 g disol.

12. 65 g azúcar / l disol.

13. 230 g/l

14. 47 g/l

15. 1,36 %

16. 96 %

17. a) 4 g sal b) 26,67 g/l

18. 49 g sal , 30,625 %

19. 10 %

20. 23,33 g/l

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Para comenzar atentos la siguiente aplicación:

CONFIGURACION ELECTRONICA
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A continuación:  

INTRODUCCIÓN

Electrón

El electrón es una partícula elemental, extranuclear, cuya masa en reposo es  9,1 × 10 – 28 [ g ]. Posee carga eléctrica negativa de magnitud  – 1,6 × 10 – 19 [ C ] , igual a la del protón, pero de signo contrario. Por esto el átomo eléctricamente neutro posee el mismo número de protones y electrones.

Orbital

Cada orbital describe la distribución de densidad de carga alrededor del núcleo y es caracterizado por tres números cuánticos: n , l  y  m .

Número cuántico principal ( n )

El número cuántico principal de un electrón es un entero positivo y da una medida de su energía en un orbital dado. A medida que aumenta el valor de n, también aumenta el valor de la energía.

    n   =   1 ,  2 ,  3 ,  4 ,  5 , . . .

Número cuántico secundario ( l )

El número cuántico secundario es un entero no negativo menor o igual a n:

    l   =   0 ,  1 ,  2 , . . . ,  n – 1

Este número da una medida del momento angular clásico del electrón.

Cada valor de  l  está asociado a una forma orbital simbolizada por una letra minúscula.

    Ejemplo:

                l   =   0   ,   orbital  s

                l   =   1   ,   orbital  p

                l   =   2   ,   orbital  d

Cada orbital se simboliza con un número y una letra minúscula, donde el número es el valor de  n  y la letra minúscula indica el de  l .

    Ejemplos:

                n   =   1     Þ     l   =   0                           orbital  1s

                n   =   2     Þ     l   =   0 , 1                       orbitales  2 s  y  2 p

                n   =   3     Þ     l   =   0 , 1 , 2                  orbitales  3 s  ,  3 p  y  3 d

                n   =   4     Þ     l   =   0 , 1 , 2 , 3             orbitales  4 s  ,  4 p  ,  4 d  y  4 f

Número cuántico magnético  ( m )  ( m l )

El número cuántico magnético es un entero mayor o igual a  – l  y menor o igual a  l .

    Ejemplos:

                l   =   0     Þ     m   =   0           

                l   =   1     Þ     m   =   – 1 ,  0 ,  1       

                l   =   2     Þ     m   =   – 2 ,  – 1 ,  0 ,  1 ,  2

El número de valores que puede tomar m para cada valor de  l , indica el máximo número de orbitales de ese tipo, para cada valor de n .

    Ejemplos:

                l   =   0     Þ     m   =   0     Þ    un orbital  s

                l   =   1     Þ     m   =   – 1 ,  0 ,  1     Þ    tres orbitales  p

                l   =   2     Þ     m   =   – 2 ,  – 1 ,  0 ,  1 ,  2     Þ    cinco orbitales  d

Observación:  Para cada valor de  n  hay como máximo  n 2  orbitales.

    Ejemplo:  Para  n  =  3  hay  como máximo  9  orbitales.

Spin del electrón  ( s )  ( m s )

Este cuarto y ultimo número cuántico toma solamente dos valores:  –1 / 2   y   +1 / 2 .

Según el modelo clásico se asocia al sentido de giro del electrón.

PRINCIPIOS QUE RIGEN LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Llenado de orbitales

El orden de “llenado” de orbitales , para los primeros  36  elementos, del Hidrógeno ( Z  =  1 )  al  Kriptón ( Z  =  36 )  es:

1 s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d  y  4 p

    Ejemplos:

                Z   =   6           Carbono       C:       1 s 2 2 s 2 2 p 2

                Z   = 17           Cloro            Cl:      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5

                Z   = 20           Calcio           Ca:     1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2

                Z   = 26           Hierro           Fe:      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 4 s 2

                Z   = 35           Bromo           Br:      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 4 p 5

    Solamente hay dos excepciones:

                Z   = 24           Cromo           Cr:      1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 1

                Z   = 29           Cobre            Cu:     1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 1

Este orden de “llenado” se debe a que la distribución en orbitales de los electrones de un átomo, está regida por los siguientes principios:

Principio de exclusión  ( Pauli )

Dos o más electrones de un mismo átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.

De acuerdo con esto, cada orbital está formado por uno o dos electrones como máximo, porque un tercer electrón coincidiría en su valor de spin con alguno de los otros dos.

    Ejemplo:

    En la configuración electrónica del  Litio:  1 s 2 2 s 1 ,  el tercer electrón ocupa el segundo orbital.

Observación:  Para cada valor de  n  hay como máximo  2 n 2  electrones.

Principio de máxima multiplicidad  ( Regla de Hund )

Si dos o más electrones de un mismo átomo tienen los mismos valores en sus números cuánticos principales ( n ) y en sus números cuánticos secundarios ( l ) , entonces tendrán iguales valores de spin ( s ) siempre y cuando no se transgreda el principio de exclusión.

    Ejemplo:

    En la configuración del Nitrógeno:  1 s 2 2 s 2 2 p 3 , los electrones en los tres orbitales  2 p  tienen igual valor de spin.

Para comprenerlo mejor, usaremos los suiguientes simuladores:

Configuraciones electrónicas 1

Configuraciones electrónicas 2

 

VÍDEOS

En los vídeos siguientes hay ejemplos de configuración electrónica:

 

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 1

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 2

 

 

NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA. ISÓTOPOS

NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA. ISÓTOPOS

Los átomos están formados por un núcleo (formado por protones y neutrones), de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza.

El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z".

La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa por la letra, "A".

  

El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico.

Para comprenderlo "!PÍNCHAME!" y a contnuación realizaremos los siguientes ejercicios interactivos Ejercicio 1 y Construye átomos

 

 No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. En un elemento natural, la abundancia relativa de sus isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isotópos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.

 

A = masa atómica del elemento natural

Ai = masa atómica de cada isótopo

xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla

 

La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctricas, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.

Veamos una serie de ejemplos

Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones.

El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7 neutrones), que se representan como:

                      

 

El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono). Al otro isótopo se le denomina carbono-13.

El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente

                                           

  hidrógeno                                             deuterio                                                         tritio

 

 

La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo.

Simulación isótopo

Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:

            

 

los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238.

En general las propiedades químicas de un elemento están determinadas fundamentalmente por los protones y electrones de sus átomos y en condiciones normales los neutrones no participan en los cambios químicos. Por ello los isótopos de un elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante.

 

Masa atómica

La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02 ·1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla periódica desde el 1 hasta el 105 esta situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26.98 g y contiene  6.023 ·1023 átomos.



Veamos unos ejercicios de aplicación:

La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.

Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%. Indica la composición de los núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del galio es 31.

Masa atómica = 69 · 0,602 + 71 · 0,398 = 69,7 u
Núcleo del 6931Ga: 31 protones y 38 neutrones (69 - 31)
Núcleo del 7131Ga: 31 protones y 40 neutrones (71 - 31).

 

LOS ÁTOMOS

LOS ÁTOMOS

De qué están formadas las cosas? 

Todos nos hemso preguntado esta cuestión alguna vez, y hemos dicho, pues de moléculas, atomos..., pero... ¿Por qué no los vemos? pues pincha AQUI y lo verás.

Esta pregunta fue hecha por los científicos desde el siglo V a. C. Uno de los primeros que intentaron  responderla fue el filósofo griego Demócrito, quien dijo que la materia estaba formada por partículas indivisibles muy pequeñas a las que llamó átomos (sin división). 
En 1808,  John Dalton, científico y profesor inglés, formuló una definición precisa acerca de la estructura de la materia. Esta primera teoría marca el inicio de la era moderna de la química. Sus ideas se pueden expresar del siguiente modo:

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos de todos los demás elementos.
2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un entero o una fracción simple.
3. Una reacción química implica sólo una separación, combinación o reordenamiento de átomos; éstos no se crean ni se destruyen.

Para visualizar esta teoría pulsa "Teoría tómica de dalton" y de forma genérica "Modelos atómicos"

Con esta teoría, Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos; sin embargo, logró visualizar que, por ejemplo, las propiedades diferentes de los elementos hidrógeno y oxígeno se pueden explicar suponiendo que ambos átomos no son iguales. Por otra parte, intentó explicar cómo se unen estos elementos para formar un compuesto, señalando que se requiere un número correcto de átomos. Por ejemplo en la molécula de agua, H2O, se requieren dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Ejercicio:
Clasifica en elementos, compuestos y mezclas: cloruro de sodio (NaCl); sacarosa o azúcar común; plata; agua azucarada; óxido de mercurio (II) (HgO); cobre; aire; y nitrato de potasio (KNO3).

Estructura del átomo

Luego de la formulación de la teoría de Dalton, a partir de 1850 comenzó una serie de investigaciones para determinar qué hay dentro de estas partículas indivisibles que conforman la materia. Las investigaciones dieron lugar al descubrimiento de tres partículas subatómicas: el electrón, el protón y el neutrón.

Electrones

Joseph Thompson realizó un experimento que le permitió descubrir pequeñas partículas con carga negativa a las que llamó electrones. Este experimento se realiza en un equipo de descarga eléctrica que consiste en una placa con carga positiva llamada ánodo, que atrae partículas con carga negativa (o electrones) emitidas por el cátodo (placa con carga negativa). El haz de electrones forma lo que los primeros investigadores llamaron rayo catódico. Este rayo viaja hasta incidir en la superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material fluorescente, como sulfuro de zinc, de manera que se observa una intensa fluorescencia o emisión de luz cuando la superficie es bombardeada por los electrones. Para conocer la carga de los rayos catódicos, a este sistema se le agregó un imán para ver si estas partículas eran o no desviadas por el campo magnético del imán. Se observó que en presencia de este campo las partículas eran desviadas de su trayectoria; sin embargo, en ausencia del campo magnético las partículas siguen una trayectoria rectilínea hasta chocar con la superficie recubierta con material fluorescente.

Esquema de un tubo de rayos catódicos de Thompson

Figura 1: Esquema de un tubo de rayos catódicos de Thompson

Esto dió lugar al "Modelo atómico de Thompson", pinchalo para comprenderlo mejor. También puedes comprenderlo con "Modelo Atómicos" y verlo de forma animada

Lo anterior permitió establecer que la carga de los rayos catódicos o electrones es negativa e igual a -1.6 x 10-19C y su masa igual a 9.09 x 10-28 g.
A partir de este experimento Thompson imaginó el átomo como una esfera sólida con cargas positivas a la cual se insertan electrones en la superficie. De modo que cuando se aplica la suficiente energía, dichos electrones salen del átomo como rayos catódicos. Esto caracteriza al átomo como eléctricamente neutro.

Modelo atómico de Thompson

Figura 2: Modelo atómico de Thompson

Protones

En 1910, Ernest Rutherford (quién estudió bajo la dirección de Thompson) decidió usar partículas a (o núcleos de helio) para probar la estructura de los átomos. Las partículas a son más grandes y pesadas que los electrones y tienen un equivalente a dos cargas positivas.
Rutherford efectuó una serie de experimentos en los cuales se utilizaron hojas delgadas de oro y otros metales como blancos de partículas a emitidas por una fuente radiactiva. Como resultado de estas pruebas observó tres trayectorias:

1. La mayoría de las partículas penetraba la hoja sin desviarse o con ligera desviación.
2. Algunas partículas a se desviaban atravesando la lámina.
3. Pocas partículas chocaban con la lámina regresando hacia su fuente de emisión.

Con esto, Rutherford dejó a un lado el modelo atómico planteado por Thompson para plantear uno nuevo "Modelo Atómico de Rutherfor". Según el "Modelo de Rutherford", la mayor parte de un átomo debe ser espacio vacío (para que las partículas alfa pasen a través de la lámina sin desviar su trayectoria). Las cargas positivas del átomo se encuentran todas concentradas en un punto central llamado núcleo, de modo que cuando las partículas a se acercan al núcleo son fuertemente desviadas por repulsión electroestática. Por último, si una partícula a viaja directamente hacia el núcleo experimenta una repulsión que invierte por completo el sentido de su movimiento y la hace regresar hasta su fuente de emisión.
A las partículas positivas que están dentro del núcleo se les llamó protones y tienen la misma cantidad de carga que un electrón, pero positiva. Más adelante se determinó que la masa de un protón es 1.672 x 10-24 g.

Trayectoria de partículas alfa al atravesar una lámina de oro

Figura 3: Trayectoria de partículas alfa (a) al atravesar una lámina de oro

Resumiendo, los científicos de la época percibían que la estructura del átomo consiste en un núcleo donde se concentra la mayor parte de la masa total del átomo, pero que ocupa un pequeño volumen de éste. Los átomos son eléctricamente neutros y concentran la carga positiva en el núcleo, mientras que las cargas negativas se encuentran alrededor de éste.

Neutrones 
El siguiente problema referente a la estructura atómica se origina al comparar los dos átomos más pequeños que existen: el hidrógeno y helio. El hidrógeno tiene sólo un protón, mientras que el helio tiene dos protones. Por tanto, la relación de masas entre ambos debería ser 2:1; sin embargo, la relación es 4:1. Debido a esto, se supuso que en el interior del núcleo existía una tercera partícula, sin carga (para mantener la electroneutralidad del átomo). A esta partícula se le llamó neutrón, y su descubrimiento se le atribuye al científico James Chadwick. La masa de estas partículas es ligeramente mayor que la masa de los protones: 1.674 x 10-24 g.
Al modelo atómico que planteó Rutherford se le llamó modelo planetario del átomo, ya que propuso que los electrones giran en torno al núcleo en órbitas definidas, tal como lo hacen los planetas en torno al Sol.

DISOLUCIONES

DISOLUCIONES

Para comprender mejor las disoluciones vamos a utilizar la siguiente herramienta interactiva, que nos va ayudar a comprender mejor qué son las disoluciones y como podemos expresar su concentración: Disoluciones

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MEZCLAS HETEROGENEAS Y HOMOGENEAS

MEZCLAS HETEROGENEAS Y HOMOGENEAS

Vamos a comprender mejor lo que son mezclas heterogéneas y homogéneas. Para ello usaremos las siguientes aplicaciones:

Primero usaremos esta secuencia preparada por unos compañeros de Fuengirola:Mezclas y Sustancias Puras

 

Una vez comprendidos lso conceptos principales repasaremos los distintos tipos de mezclas, para ello, pulsa

http://www.colegiopioxii.com/Web%203%BA%20ESO/3%BA%20B/B%E1rbara%20Picard%20y%20Elena%20Garc%EDa/index.htm.htm

A continuación incorporamos algunos nuevos conceptos como son las disoluciones:

 http://nea.educastur.princast.es/repositorio/RECURSO_ZIP/1_jantoniozu_Los%20cambios%20de%20aspecto%20de%20la%20materia/Los%20cambios%20de%20aspecto%20de%20la%20materia/paginas/pag_3.htm 

A continuación utiliza la siguiente herramienta interactiva para terminar de comprender los conceptos expuestos anteriormente:

http://www.d1105488.mydomainwebhost.com/portaleso/trabajos/fisicayquimi/lamateria/mezclas.html

  Y como complemento puede ver en esta página algún método de separación de mezclas heterogeneas:

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema3/index3.htm

Cambios de estado

Cambios de estado

Os propongo una visita a esta página interactiva para comprender los estados de agregación de la materia y los cambios de estado:

 

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/estados1.htm

 

El calor y los cambios de estado. Calor latente


Iceberg

En algunas circunstancias, cuando se aporta energía calorífica a un cuerpo, este no aumenta su temperatura, sino que esa energía se invierte en modificar las fuerzas que unen unas moléculas con otras, provocando que la materia cambie su estado de agregación. Los cambios de estado más corrientes son sólido ↔ líquido y líquido ↔ gas. Los cambios sólido ↔ gas son mas raros y, en general, se producen en circunstancias no ordinarias.


Imagen:
Tipos de cambios de estado
Tipos de cambios de estado

La materia se presenta en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Según las condiciones externas de presión y temperatura, un mismo cuerpo puede existir en cualquiera de ellos.

Los cambios de estado se caracterizan por lo siguiente:

  • No cambian la naturaleza de la sustancia.
  • Se producen a temperatura constante para cada presión.
  • La sustancia absorbe o cede calor. El calor invertido en el proceso para la unidad de masa recibe el nombre de calor latente de cambio de estado.
  • El valor de la temperatura a la que se producen y el valor del calor latente correspondiente son característicos de cada cambio de estado y de la naturaleza de la sustancia.

 

La energía necesaria para que una sustancia cambie de estado es:

Q = m · L

Donde m es la masa de la sustancia considerada y L es una propiedad característica de cada sustancia, llamada calor latente. El calor latente se mide en J/kg en unidades del SI.

La representación gráfica de la temperatura de un sistema físico en función del tiempo, cuando el sistema absorbe o libera un calor constante por unidad de tiempo, se llama gráfica de calentamiento o enfriamiento.

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Teoría Cinética de los Gases

Teoría Cinética de los Gases

Aquí tenéis un resumen y una aplicación que os ayudará a comprender mejor esta teoría:

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/tcm.html

 

TEORIA CINETICO MOLECULAR


Esta teoría describe el comportamiento y las propiedades de la materia en base a cuatro postulados:

  1. La materia está constituida por partículas que pueden ser átomos ó moléculas cuyo tamaño y forma característicos permanecen el estado sólido, líquido ó gas.
  2. Estas partículas están en continuo movimiento aleatorio. En los sólidos y líquidos los movimientos están limitados por las fuerzas cohesivas, las cuales hay que vencer para fundir un sólido ó evaporar un líquido.
  3. La energía depende de la temperatura. A mayor temperatura más movimiento y mayor energía cinética.
  4. Las colisiones entre partículas son elásticas. En una colisión la energía cinética de una partícula se transfiere a otra sin pérdidas de la energía global.

La teoria cinetico molecular nos describe el comportamiento y las propiedades de los gases de manera teórica. Se basa en las siguientes generalizaciones.

  1. Todos los gases tienen átomos ó moléculas en continuo movimiento rápido, rectilíneo y aleatorio.
  2. Los átomos ó moléculas de los gases están muy separados entre sí, y no ejercen fuerzas sobre otros átomos ó moléculas salvo en las colisiones. Las colisiones entre ellos o con las paredes son igualmente elásticas.

Los gases que cumplen estas condiciones se denominan ideales. En realidad estos gases no existen, pero los gases reales presentan un comportamiento similar a los ideales en condiciones de baja presión alta temperatura. En general los gases son fácilmente compresibles y se pueden licuar por enfriamiento ó compresión.
Las propiedades y cantidades de los gases se explicar en términos de presión, volumen, temperatura y número de moléculas, estos cuatro son los parámetros usados para definir la situación de un gas.

 




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