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ISBN: 978-84-16207-04-6

Nota de la editorial: IC Editorial pertenece a Innovación y Cualificación S. L.

Presentación del manual

El Certificado de Profesionalidad es el instrumento de acreditación, en el ámbito de la Administración laboral, de las cualificaciones profesionales del Catálogo Nacional de Cualificaciones Profesionales adquiridas a través de procesos formativos o del proceso de reconocimiento de la experiencia laboral y de vías no formales de formación.

El elemento mínimo acreditable es la Unidad de Competencia. La suma de las acreditaciones de las unidades de competencia conforma la acreditación de la competencia general.

Una Unidad de Competencia se define como una agrupación de tareas productivas específica que realiza el profesional. Las diferentes unidades de competencia de un certificado de profesionalidad conforman la Competencia General, definiendo el conjunto de conocimientos y capacidades que permiten el ejercicio de una actividad profesional determinada.

Cada Unidad de Competencia lleva asociado un Módulo Formativo, donde se describe la formación necesaria para adquirir esa Unidad de Competencia, pudiendo dividirse en Unidades Formativas.

El presente manual desarrolla la Unidad Formativa UF0227: Operaciones básicas del proceso, mezclas y disoluciones,

perteneciente al Módulo Formativo MF0045_2: Operaciones básicas de proceso químico,

asociado a la unidad de competencia UC0045_2: Realizar operaciones de proceso químico,

del Certificado de Profesionalidad Operaciones básicas en planta química.

Índice

Portada

Título

Copyright

Presentación del manual

Bloque 1 Química aplicada

Capítulo 1 Elementos y compuestos químicos

1. Introducción

2. Ordenación periódica de los elementos químicos

3. Teoría atómica de la materia

4. Estructura atómica

5. Modelos atómicos

6. Configuración electrónica de los elementos

7. Propiedades periódicas

8. Nomenclatura y formulación química inorgánica

9. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 2 Propiedades físico-químicas de la materia

1. Introducción

2. Clasificación de la materia

3. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 3 Estequiometría de las reacciones químicas

1. Introducción

2. El concepto de mol

3. Pesos atómicos y moleculares

4. Estequiometría de elementos y compuestos

5. Ecuaciones químicas

6. Clasificación de las reacciones químicas

7. Cálculos estequiométricos

8. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 4 Cinética química y equilibrio químico

1. Introducción

2. Cinética química

3. Equilibrio químico

4. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 5 Leyes de los gases

1. Introducción

2. La atmósfera terrestre

3. Presión atmosférica

4. Las leyes de los gases

5. La ecuación de los gases ideales

6. Los gases reales

7. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 6 Disoluciones

1. Introducción

2. Mezclas

3. Tipos de disoluciones

4. Expresiones de la concentración

5. La solubilidad

6. Reacciones de precipitación

7. La ley de Raoult (ley de las presiones parciales)

8. Propiedades coligativas

9. Concepto ácido-base. El pH

10. Hidrólisis

11. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 7 Enlace químico

1. Introducción

2. Estabilidad atómica, regla del octeto y diagrama de Lewis

3. Tipos de enlace

4. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 8 Nomenclatura y formulación química orgánica

1. Introducción

2. Tipos de fórmulas de las moléculas

3. Hidrocarburos

4. Haluros o halogenuros

5. Grupos funcionales con oxígeno

6. Grupos funcionales con nitrógeno

7. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 9 Química del carbono

1. Introducción

2. Fórmulas químicas

3. Cadena carbonada. Clases de átomos de carbono

4. Función química y grupo funcional

5. Isómeros

6. Nomenclatura. Principales grupos funcionales orgánicos

7. Reacciones orgánicas

8. Compuestos hidrocarbonados. Hidrocarburos del petróleo

9. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Bloque 2 Física aplicada

Capítulo 1 Magnitudes y medida

1. Introducción

2. Unidades de medida. Unidades fundamentales y derivadas

3. Factores de conversión. Unidades. Volumen y Capacidad

4. Estadística y su aplicación en la medida

5. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 2 Cinemática y dinámica

1. Introducción

2. Mecánica. Definiciones

3. Movimiento rectilíneo uniforme y variado. Caída libre

4. Principios de la dinámica. Concepto de fuerza

5. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 3 Trabajo y energía

1. Introducción

2. Energía cinética y potencial. Energía mecánica

3. Trabajo. Concepto. Unidades. Trabajo de una fuerza

4. Energía cinética y trabajo. Teorema de las fuerzas vivas

5. Energía potencial y trabajo. Trabajo de elevación

6. Principio de conservación de la energía mecánica

7. Potencia. Unidades

8. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Capítulo 4 Presión

1. Introducción

2. Concepto de presión. Fuerza y presión. Unidades

3. Peso y masa. Densidad. Peso específico. Unidades

4. Viscosidad

5. Presión de vapor, presión parcial. Puntos de ebullición y de fusión

6. Otras propiedades específicas de la materia

7. Resumen

Ejercicios de repaso y autoevaluación

Bibliografía

Bloque 1

Química aplicada

Capítulo 1

Elementos y compuestos químicos

1. Introducción

A lo largo de la historia de la química se ha trabajado continuamente en el ejercicio de descubrir nuevos elementos químicos. La mayor parte de los elementos presentes en la naturaleza son estables (no lo son, por ejemplo, los elementos radiactivos). Aunque se encuentren en numerosos compuestos, durante muchos años han pasado desapercibidos a los científicos. Es gracias a los avances tecnológicos del siglo XIX cuando se consigue separar dichos elementos de los compuestos de los que forman parte, para así estudiarlos y poder identificarlos.

2. Ordenación periódica de los elementos químicos

A medida que se fueron conociendo más elementos químicos, se planteó por parte de los científicos la necesidad de clasificarlos en función de las propiedades que presentaban, tanto físicas -densidad, punto de fusión, punto de ebullición etc.-, como químicas -capacidad de reacción con otros elementos, etc.

En 1869, los científicos Dimitri Mendeleiev (Rusia) y Lothar Meyer (Alemania) realizaron sendas clasificaciones de los elementos muy parecidas entre sí en función de las propiedades que presentaban, aunque fue Mendeleiev quien promovió dichas ideas de una forma más enérgica. Ambos indicaron que dichas propiedades varían periódicamente si los elementos se ordenan de forma creciente según sus pesos atómicos. Mendeleiev dejó huecos en su tabla y predijo que correspondían a elementos aún no descubiertos, aunque calculó qué propiedades debían tener a partir de los elementos adyacentes, constatándose, posteriormente a sus descubrimientos, que presentaban propiedades muy parecidas a las predichas por el científico alemán.

En 1913, con el desarrollo del concepto de número atómico (número de protones presentes en el núcleo, así como números de electrones presentes en la corteza) por parte del físico inglés Henry Moseley, se llega a la tabla periódica actual.

Nota

En dicha tabla, los elementos se ordenan en función creciente de sus números atómicos.

La tabla periódica está formada por 18 columnas verticales, denominadas grupos o familias, donde se recogen elementos que presentan propiedades físicas y químicas parecidas, y 7 filas horizontales, denominadas períodos.

La mayoría de los grupos presentan nombres propios. Así, los elementos del primer grupo se llaman alcalinos y los del segundo alcalinotérreos; los elementos del grupo 13 [columna del boro (B)] reciben el nombre de térreos; los del grupo 14 [columna del carbono (C)] carbonoideos; los del 15 [columna del nitrógeno (N)] nitrogenoideos; los del 16 [columna del oxígeno (O)] anfígenos; los del 17 [columna del flúor (F)] halógenos y los del grupo 18 [columna del helio (He)] gases nobles. El resto de elementos son los correspondientes a los llamados metales de transición.

Las dos filas de elementos que aparecen aisladas de la tabla reciben el nombre de lantánidos y actínidos, donde si se observa el orden de número atómico, la primera de ellas corresponde al período 6 y continuaría después del lantano, mientras que la segunda corresponde al período 7 y seguiría al actinio. Son 28 elementos en total los que se consideran del grupo 3, al presentar propiedades parecidas al lantano y actinio.

3. Teoría atómica de la materia

Es conveniente definir qué se entiende por átomo y por molécula. Un átomo es la unidad fundamental de un elemento químico, el cual es indivisible si es sometido a cualquier proceso químico, manteniendo su indentidad y propiedades sin variar. Por su parte, una molécula es una entidad estable y con carga neutra, resultado de la unión entre dos o más átomos.

Sabía que...

A lo largo de la historia los científicos han intentado explicar cuál es la estructura interna de los átomos, es decir, de qué partículas están formados y cómo se distribuyen en su interior.

La teoría atómica nace de manos de un profesor inglés llamado John Dalton entre 1803 y 1808, quien, tras una serie de observaciones y análisis de los átomos de distintos elementos, planteó los siguientes postulados:

1 Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2 Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, por lo que los átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen propiedades distintas (incluida la masa).
3 Los átomos de un elemento no se transforman en átomos diferentes durante las reacciones químicas, es decir, los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.

4 Cuando se combinan átomos de más de un elemento se forman compuestos. Un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de la misma clase de átomos.

4. Estructura atómica

Actualmente, se considera que el átomo está formado fundamentalmente de tres partículas subatómicas, es decir, partículas más pequeñas que el átomo, que afectan al comportamiento químico de los elementos. Estas son protones y neutrones que se hallan en el núcleo del átomo y electrones que se encuentran orbitando alrededor del núcleo, gracias a la fuerza de atracción producida por la diferencia de carga entre estos y los protones:

1 Protones (p+): son partículas subatómicas que residen en el núcleo del átomo con carga positiva 1+ y una de masa de 1,6725 · 10–27 kg equivalente a 1,0073 uma (unidad de masa atómica).
2 Electrones (e-): son partículas subatómicas que orbitan alrededor del núcleo con carga negativa 1– y una masa de 9,1 · 10–31 kg equivalente a 5,486 · 10–4 uma.
3 Neutrones (n): son partículas subatómicas que residen en el núcleo del átomo junto con los protones y con carga neutra, tal y como su nombre indica, una masa de 1,6748 · 10–27 kg equivalente a 1,0087 uma.

Las masas de los átomos son muy pequeñas, y por tanto dichas cantidades se suelen expresar en una unidad denominada unidad de masa atómica (uma), donde su equivalencia con el gramo es: 1 uma = 1,66054 · 10^–27 kg.

Recuerde

Un elemento químico viene caracterizado por el número de partículas que hay de cada tipo. De esta forma, se definen el número atómico y másico.

Número atómico

Se representa por la letra Z e indica el número de protones que hay en el núcleo.

Número másico

Se representa por la letra A e indica el número total de partículas que hay en el núcleo. Es decir, protones más neutrones (N), por tanto:

A = Z + N

Indica la masa aproximada que tiene el átomo en uma.

Número de electrones

En un átomo con carga neutra el número de electrones coincide con el número atómico. Si se trata de un ión, es decir, de un átomo o molécula que no tiene carga neutra, se distingue entre anión (ión con carga negativa), donde el número de electrones es mayor que el de protones (ha ganado tantos electrones como indique la carga negativa) y catión (ión con carga positiva), donde el número de electrones es menor que el de protones (ha perdido tantos electrones como me indique la carga positiva).

Un elemento cualquiera (X) se representa en función de su número atómico, másico y carga de la siguiente forma: .

Aplicación práctica

Un átomo de fósforo con carga neutra se representa indicando su número atómico y másico de la siguiente forma:

Indique el número de partículas subatómicas que tiene de cada tipo.

SOLUCIÓN

El número atómico Z = 15, por tanto el átomo está formado por 15 protones, presentes en el núcleo, y por 15 electrones, dado que su carga es neutra. El número de neutrones (N) se obtiene sabiendo que su número másico es 31, y este indica el número de protones más neutrones presentes en el núcleo. De esta forma:

A = Z + N → N = A – N = 31 – 15 = 16 neutrones.

Isótopos

Dos átomos del mismo elemento, es decir, con números atómicos iguales, que tienen distinto número másico -ya que el número de neutrones presentes en el núcleo es distinto- se denominan isótopos, por ejemplo:

5. Modelos atómicos

En el intento de explicar la estructura interna de los átomos, algunos científicos, a lo largo de la historia de la química, han planteado sus propios modelos basados en la experiementación y el estudio de los elementos.

Modelo atómico de Rutherford

Tras una serie de experimentaciones con partículas radiactivas (descubiertas y estudiadas anteriomente por Becquerel y el matrimonio Curie) Rutherford distingue dos zonas dentro del átomo: el núcleo y la corteza. El núcleo está formado por partículas denominadas protones y neutrones, las cuales no tienen por qué coincidir en número y que proporcionan al átomo su masa característica.

Recuerde

En la corteza es donde se encuentran los electrones orbitando alrededor del núcleo debido a la fuerza de atracción por diferencia de carga con los protones.

Este modelo atómico presenta una serie de problemas a los cuales no consigue dar respuesta; por ejemplo, según Rutherford, los electrones orbitan alrededor del núcleo, describiendo trayectorias circulares o elípticas, con lo que los electrones estarían sometidos a una fuerza centrípeta o normal, y de esta forma deberían emitir energía en forma de ondas electromagnéticas, lo cual no sucede.

Por otra parte, no tiene en cuenta la posible interacción entre los electrones en la corteza, lo que daría lugar a una repulsión electrónica.

Modelo atómico de Bohr

Los átomos están construidos según el modelo atómico de Rutherford, pero Bohr introduce el concepto de que los electrones solo pueden tener ciertos valores de energía, y, por tanto, no podrán estar a cualquier distancia del núcleo, sino que solo son posibles las órbitas correspondientes a las energías permitidas. Estas órbitas se denominan capas y vienen identificadas por un número, conocido como número cuántico principal “n” (n = 1, 2, 3, 4, etc.). En la naturaleza, los átomos solo tienen electrones hasta la capa 7.

Modelo atómico de Bhor - Sommerfeld

Sommerfeld introduce los siguientes conceptos nuevos con respecto al modelo de Bhor:

1 Las órbitas descritas por los electrones, denominadas subacapas, dentro de cada nivel energético definido por el número cuántico principal, pueden ser circulares o elípticas, lo que supone pequeñísimas diferencias en los estados energéticos de los electrones. El número cuántico secundario “l”, indica el subnivel energético para cada nivel cuántico, n. Los valores que puede tomar el número cuántico secundario van desde 0 hasta (n−1) y por tradición se identifica a cada subcapa con una letra:
2 El número cuántico magnético “m” indica la orientación en el espacio de las distintas órbitas y su inclinación respecto de un plano de referencia y puede tomar valores desde −l hasta +l, pasando por 0. Por tanto:En una subcapa s solo puede haber un orbital.(m = 0)En una subcapa p se tienen tres orbitales.(m = -1, m = 0, m = + 1)En una subcapa d se tienen cinco orbitales.(m = -2, -1, 0, 1, 2)En una subcapa f se tienen siete orbitales.(m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)
3 Se introduce también el concepto de número cuántico de spin “s”, que define el movimiento de rotación del electrón, pudiendo realizarse este en dos sentidos (en el de las agujas del reloj o en el contrario). El número cuántico de spin puede tomar dos valores:

Aplicación práctica

Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0); indique cuáles no son permitidos y por qué.

SOLUCIÓN

1 El (2, 3, 0), ya que si el número cuántico principal es n = 2, el número cuántico l = 3 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
2 El (3, 3, 2), ya que si el número cuántico principal es n = 3, el número cuántico l = 3 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
3 El (2, -1, 1) ya que si el número cuántico principal es n = 2, el número cuántico l = -1 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).