I.E. CÁRDENAS CENTRO MÓDULO DE QUÍMICA CICLO V GRADO DÉCIMO

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2 I.E. CÁRDENAS CENTRO MÓDULO DE QUÍMICA CICLO V GRADO DÉCIMO 2

3 TABLA DE CONTENIDO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS Teoría atómica de Dalton Números cuánticos Número Cuántico Principal (n) Número Cuántico Secundario (d) Número Cuántico Magnético (m) Número Cuántico de Spin (s) Principio de Exclusión de Pauli Regla de Hund 7 2. TABLA PERIÓDICA CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS TABLA PERIÓDICA MODERNA CLASES DE ENLACES QUÍMICOS Electrones de valencia Enlace Iónico El enlace covalente El enlace metálico MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS ESTADOS DE LA MATERIA CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS (SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA MATERIA Estado sólido Estado Líquido Estado gaseoso CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA Vaporización Condensación Fusión Solidificación Sublimación Deposición FUNCIONES QUÍMICAS COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS Función óxido Óxidos básicos Óxidos ácidos Función hidróxido Función ácido Función sal 35 pág. 3

4 6. CAMBIOS QUÍMICOS Y REACCIONES QUÍMICAS CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS Reacciones de síntesis o de combinación Reacciones de desplazamiento simple Reacciones de desplazamiento doble Reacciones de óxido--reducción SISTEMAS DE NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS Función óxido Óxidos básicos Óxidos ácidos Función hidróxido Función ácido Función sal CONCEPTO DE MOL RELACIÓN ENTRE EL CONCEPTO DE MOL Y PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR DIFERENCIAS ENTRE CAMBIOS QUÍMICOS Y MEZCLAS ESTEQUIOMETRÍA RELACIONES CUANTITATIVAS ENTRE LOS REACCIONANTES Y PRODUCTOS EN UNA REACCIÓN QUÍMICA RELACIONES MOL-MOL RELACIONES MOL-GRAMOS RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS CÁLCULOS CON VOLUMEN SOLUCIONES Y FORMAS DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES Unidades físicas de concentración Unidades químicas de concentración ACIDEZ ÁCIDOS, BASES Y POTENCIAL DE HIDRÓGENO SISTEMAS TERMODINÁMICOS VARIABLES DE ESTADO EQUILIBRIO QUÍMICO 59 PRUEBA TIPO ICFES 60 BIBLIOGRAFÍA 67 4

5 1. ESTRUCTURA ATÓMICA La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular. Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender cómo se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones. Einstein en El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert 1.1. TEORÍA ATÓMICA Y NÚMEROS CUÁNTICOS Átomo es la porción más pequeña de la materia. El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería. En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes. Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. 5

6 ELECTRÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1, Coulomb y masa igual a 9, g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. NEUTRÓN Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón (m neutrón = g), que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. PROTÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1, Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón (m protón = g). La misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. La nube de carga electrónica constituye de este modo 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, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería Teoría atómica de Dalton. En el período , Jonh Dalton, utilizó las dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(la masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de composición constante"(todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una teoría atómica. La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados: 1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción química. 2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los elementos. 3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB 2 ). La teoría atómica de Dalton condujo a la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente:si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos. 6

7 Números cuánticos. Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto está basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Los números atómicos más importantes son cuatro: - Número Cuántico Principal. - Número Cuántico Secundario. - Número Cuántico Magnético. - Número Cuántico de Spin Número Cuántico Principal (n). El número cuántico principal nos indica en qué nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al Número Cuántico Secundario (d). Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los números: - l = 0 s Sharp - l = 1 p principal - l = 2 d diffuse - l = 3 f fundamental - l = 4 g - l = 5 h - l = 6 i Número Cuántico Magnético (m). El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l Número Cuántico de Spin (s). El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2. De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción Principio de Exclusión de Pauli. El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin Regla de Hund. Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2). 7

8 2. TABLA PERIÓDICA Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días CRONOLOGÍA DE LAS DIFERENTES CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Döbereiner. Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina tríadas. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente. Chancourtois y Newlands. En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada. Meyer. En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Mendeleïev. En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma familia. Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convinción. El consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían las propiedades predecidas. Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época. 8

9 2.2. TABLA PERIÓDICA MODERNA La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas CLASES DE ENLACES QUÍMICOS Como ya sabes, en la naturaleza se encuentran cientos de elementos químicos que constituyen todo lo que nos rodea. Estos elementos se unen entre sí mediante fuerzas de atracción para formar sustancias constituidas por átomos de la misma o de diferente clase. Por ejemplo, el oxígeno gaseoso, O 2, NaCl y el amoníaco, NH3. A estas fuerzas de atracción se les denomina enlace químico. Por qué los átomos de la misma o de diferente clase se unen entre sí? Qué diferencias o similitudes existen entre los enlaces que forman el O y el N? Para la formación de un enlace químico se requiere que los átomos compartan, pierdan o ganen electrones para alcanzar su estabilidad. Muchos átomos lo logran completando ocho electrones en su nivel de energía más externo, de manera que su configuración electrónica termine en ns 2 np 6. Esta tendencia de los átomos a tener ocho electrones en 9

10 su último nivel de energía se conoce como ley del octeto. Esta ley fue establecida a principios del siglo XX por Gilbert Lewis ( ), 1946), quien estudió el comportamiento y las propiedades de los gases nobles. Gracias a sus estudios, s, Lewis encontró que la baja reactividad de dichos gases se debe a la presencia de ocho electrones en su nivel de valencia. Esto le permitió concluir que los elementos tienden a poseer estructuras estables similares a la del gas noble más cercano. A continuación daremos un ejemplo: en el fluoruro de potasio, KF, los dos elementos que lo constituyen logran su estabilidad cuando el potasio cede un electrón al flúor. La configuración electrónica del potasio es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ya que su número atómico es19. Si este elemento al reaccionar cede un electrón, su configuración terminaría en 3s 2 3p 6, quedando con ocho electrones en la capa más externa. La configuración electrónica del flúor es 1s 2 2s 2 2p 5, ya que su número atómico es 9. Si este elemento recibe el electrón que cede el potasio, su configuración terminará en 2s 2 2p 6, completando ocho electrones en su capa más externa. De esta manera ambos elementos logran su estabilidad Electrones de valencia. Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en el último nivel de energía de cada átomo y son los que participan en la formación de los enlaces químicos. Los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica se caracterizan por presentar propiedades similares, debido a que tienen el mismo número de electrones de valencia. Es decir, presentan la misma configuración electrónica en la capa más externa. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 tienen un electrón de valencia y la configuración del nivel de valencia es s 1. Elemento H Li Na K Número Configuración electrónica atómico 1 1s 1 3 1s 2 2s s 2 2s 2 2p 6 3s s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Estructuras de Lewis Para explicar la formación de los enlaces químicos y el cumplimiento de la ley del octeto, Gilbert Lewis propuso la representación de los electrones de valencia mediante puntos, escribiendo el símbolo del elemento y un punto por cada electrón. A continuación daremos un ejemplo: como lo explicamos anteriormente, el potasio tiene un electrón de valencia y el flúor tiene siete, por tanto, sus estructuras de J Lewis son: Estructuras de Lewis del potasio y del flúor. Al unirse estos dos elementos, cumplen la ley del octeto. 10

11 Existen tres clases de enlace: iónico, covalente y metálico Enlace Iónico. En las sustancias que presentan enlaces iónicos hay transferencia de electrones, es decir, se forman átomos con carga positiva o negativa, llamados iones. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los de carga negativa se denominan aniones. Esta clase de enlace se lleva a electronegatividad, por ejemplo: cabo entre elementos de alta electronegatividad con elementos de baja El enlace covalente. En las sustancias que presentan enlace covalente se comparten pares de electrones entre los átomos que se están uniendo para cumplir la ley del octeto. Este tipo de enlace se forma entre elementos de electronegatividad similar y existen varias clases: covalente polar, covalente no polar, los cuales pueden ser sencillos, dobles o triples. - El enlace covalente sencillo. Ocurre cuando dos átomos comparten dos electrones, cada átomo aporta un electrón. Estos enlaces se representan por un guión, por ejemplo, la molécula de bromo Br2, comparte un par de electrones: Electrones compartidos Representación del enlace doble - El enlace covalente triple. Este tipo de enlace se presenta cuando dos átomos comparten seis electrones, cada uno aporta tres, como en la molécula de nitrógeno, N 2. Electrones compartidos Electrones compartidos Representación del enlace triple Representación del enlace sencillo - El enlace covalente doble.. Existen elementos que requieren dos electrones para completar el octeto, por esta razón, los dos átomos que forman el enlace comparten cuatro electrones, como en la molécula de oxígeno, O 2. - El enlace no polar. Se presenta al unirse dos elementos de electronegatividad igual o muy similar (entre 0,0 y 0,8). Se forma generalmente entre elementos de la misma clase, como el O 2, H 2, F 2, entre otros. - El enlace polar. Se presenta entre átomos que tienen diferentes valores de electronegatividad y su 11

12 diferencia está entre 0, 8 y 1,7 aproximadamente. En las sustancias polares, los átomos atraen de manera desigual al par de electrones compartidos, formando centros de carga eléctrica o polos, como en el caso del agua El enlace metálico. Este tipo de enlace se forma entre los átomos de elementos metálicos. Es un enlace fuerte en el que los átomos se transforman en iones positivos, dejando libres a los electrones deslocalizados. Por ejemplo, Na 1+, Cu 2+, Mg 2+. Los iones positivos se ordenan en el espacio formando una red metálica y los electrones de valencia desprendidos forman una nube que puede desplazarse a través de toda la red. De esta manera, el conjunto de iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones de carga negativa que los envuelve. ACTIVIDAD Explica 1. Al analizar tres muestras de minerales diferentes, se estableció que contenían los siguientes iones: Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 3 PO SO ClO 2 K + 2 Ba + Na + Cl 1- Mg + 1 F a. Qué sales están presentes en la muestra 2? b. Cuál mineral contiene fosfatos? c. Cuáles muestras poseen sales binarias? d. Qué compuesto se obtiene al combinar el anión de la muestra 1 con el catión de la muestra 3? 2. El ácido fosfórico, H 3 PO 4, es un compuesto ternario que se obtiene mediante la reacción del óxido fosfórico con el agua. Su estructura de Lewis es la siguiente: a. Cuántos enlaces covalentes simples se forman? b. Cuál elemento de esta estructura no cumple la ley del octeto? c. El oxígeno posee seis electrones de valencia, qué tipos de enlace puede formar? d. Por qué se forma un enlace covalente coordinado entre el átomo de fósforo y un átomo de oxígeno? 12

13 3. La siguiente tabla muestra algunas propiedades de cinco compuestos diferentes: Compuest o Estado Conductividad eléctrica Solubilidad en agua V Sólido No Sí w Líquido Sí Sí X Líquido No No Y Sólido Sí No z Sólido Sí Sí a. Cuáles compuestos son iónicos? b. Cuáles compuestos son covalentes? c. Los compuestos X y Y son moléculas polares? d. Todos los compuestos iónicos son sólidos? Indaga 4. Estamos sufriendo las consecuencias de la contaminación ocasionada por el mal uso de los recursos naturales. Uno de los efectos más graves es el deterioro de la capa de ozono debido a la producción de sustancias gaseosas en la industria que reaccionan con el vapor de agua, de manera que contribuyen a aumentar el daño de la capa de ozono. Describe lo que puede ocurrir si se siguen generando estos compuestos y escribe las reacciones que se llevan a cabo. 5. En un trabajo de investigación se determinó que un material Z presenta las siguientes reacciones: Z + O ZO 2 2 ZO + H O H ZO H ZO + 2NaOH Na ZO + 2H O De acuerdo con esta información, establece la clase de sustancias que se forman y los tipos de reacciones que se llevan a cabo. Cómo las identificarías experimentalmente? 13

14 2.4. MODELOS DE ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands ( ) ordenó los elementos conocidos según sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también colocaba las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial. Al disponer los elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tendían a quedar en la misma fila horizontal. Así, el potasio quedó cerca del sodio muy semejante a él; el selenio quedó en la misma línea que el azufre, muy parecido; el calcio próximo al magnesio, y así sucesivamente. Y efectivamente, las tres tríadas de Dóbereiner se hallaban en dichas filas. Newlands llamó a esto la ley de las octavas (en música, siete notas forman una octava, siendo la octava nota casi un duplicado de la primera y principio de una nueva octava). Desgraciadamente, mientras unas filas de esta tabla contenían elementos semejantes, otras contenían elementos enormemente dispares. Los demás químicos pensaron que lo que Newlands trataba de demostrar era más una coincidencia que algo significativo. No pudo conseguir que su trabajo fuese publicado. Dos años antes, el geólogo francés Alexandre Emile Beguyer de Chancourtois ( ) también había ordenado los elementos según su peso atómico creciente y los había distribuido en una especie de gráfico cilíndrico. También aquí los elementos semejantes tendían a coincidir en columnas verticales. Publicó su trabajo, pero no su gráfico, y sus estudios pasaron también inadvertidos. Más éxito tuvo el químico alemán Julius Lothar Meyer ( ). Meyer consideró el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los diversos elementos. En tales condiciones, cada peso contenía el mismo número de átomos de su elemento. Esto significaba que la razón de los volúmenes de los diversos elementos era equivalente a la razón de los volúmenes de los átomos simples que componían a dichos elementos. Así, pues, se podía hablar de volúmenes atómicos. Al representar los volúmenes atómicos de los elementos en función de los pesos atómicos, se obtenían una serie de ondas que alcanzaban valores máximos en los metales alcalinos: sodio, potasio, rubidio y cesio. Cada descenso y subida a un máximo o mínimo correspondería a un período en la tabla de elementos. En cada período, también descendían y subían otras propiedades físicas, además del volumen atómico. El hidrógeno, el primero de la lista de elementos (porque tiene el peso atómico más bajo), es un caso especial, y puede considerarse que constituye él solo el primer período. El segundo y tercer periodos de la tabla de Meyer comprendían siete elementos cada uno, y repetían la ley de Newlands de las octavas. Sin embargo, las dos ondas siguientes comprendían más de siete elementos, y esto demostraba claramente que Newlands había cometido un error. No se podía forzar a que la ley de las octavas se cumpliese estrictamente a lo largo de toda la tabla de elementos, con siete elementos en cada fila horizontal. Los últimos períodos tenían que ser más largos que los primeros. Meyer publicó su trabajo en 1870, pero llegó demasiado tarde. Un año antes, el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev ( ) había descubierto también el cambio en la longitud de los períodos de los elementos, pasando luego a demostrar las consecuencias de manera particularmente espectacular. 14

15 Mendeleiev estaba escribiendo su tesis en Alemania en la época en que se celebró el Congreso de Karlsruhe, y fue uno de los que escuchó y oyó a Cannizzaro sus opiniones sobre el peso atómico. De vuelta a Rusia, comenzó también él a estudiar la lista de elementos según su peso atómico creciente. Mendeleiev atacó las cuestiones desde el punto de vista de la valencia. Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio progresivo en sus valencias. Es decir, el hidrógeno tenía una valencia de 1, el litio de 1, el berilio de 2, el boro de 3, el carbono de 4, el nitrógeno de 3, el azufre de 2, el flúor de 1, el sodio de 1, el magnesio de 2, el aluminio de 3, el silicio de 4, el fósforo de 3, el oxígeno de 2, el cloro de 1, y así sucesivamente. La valencia subía y bajaba estableciendo períodos: en primer lugar, el hidrógeno solo; después, dos períodos de siete elementos cada uno; a continuación, períodos que contenían más de siete elementos. Mendeleiev utilizó su información para construir no un gráfico, como Meyer y Beguyer de Chancourtois habían hecho, sino una tabla como la de Newlands. Dicha tabla periódica de elementos era más clara y llamativa que un gráfico, y Mendeleiev evitó el error de Newlands de insistir en la repetición de períodos iguales. Mendeleiev publicó su tabla en 1869, un año antes de que Meyer publicase su trabajo. Pero la razón de que la mayor parte del mérito en el descubrimiento de la tabla periódica se le haya atribuido a él y no a los demás contribuyentes, no es sólo una cuestión de prioridad, sino que reside en el uso espectacular que Mendeleiev hizo de su tabla. Con el fin de que los elementos cumpliesen la condición de tener la misma valencia cuando estuviesen en una columna determinada, Mendeleiev se vio obligado en uno o dos casos a colocar un elemento de peso atómico ligeramente superior delante de otro de peso atómico inferior. Así, el telurio (peso atómico 17.6, valencia 2) tuvo que colocarlo delante del yodo (peso atómico 126,9, valencia 1) con el fin de mantener el teluro en la columna de valencia 2 y el yodo en la columna de valencia 1. Por si esto fuera poco, descubrió que era necesario dejar huecos enteros en su tabla. En lugar de considerar estos huecos como imperfecciones de la tabla, Mendeleiev los tomó intrépidamente como representantes de elementos todavía no descubiertos. En 1871 se fijó de modo especial en tres huecos: los que quedaban junto a los elementos boro, aluminio y silicio en la tabla, tal como se había modificado aquel año. Llegó incluso a dar nombres a los elementos desconocidos, que -insistió- correspondían a aquellos huecos: eka-boro, eka-aluminio, eka-silicio («eka» es la palabra sánscrita que significa «uno»). También predijo varias propiedades de tales elementos, estimando que la predicción debía hacerse a partir de las propiedades de los elementos situados encima y debajo de los huecos de la tabla, siguiendo y completando así el razonamiento de Dóbereiner. El mundo de la química seguía siendo escéptico, y quizá hubiese continuado siéndolo si las audaces predicciones de Mendeleiev no se hubiesen verificado de modo espectacular. Este hecho se debió en primer lugar al uso de un nuevo instrumento químico: el espectroscopio. 15

16 2.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (peb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica. Estructura de Lewis. Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos. Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido. Radios Atómicos. El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que está unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico. 16

17 Los radios atómicos se expresan en A Angstroms, 1A = 1 X 10-8 m, para tener una idea de los radios atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A, el átomo de fósforo (P) es de 1.10 A, el átomo de ca lcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A y el át omo de Cs de 2.62 A. El tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según el tamaño en el que se representan el resto de los átomos. En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al contrario, al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio atómico se disminuye. Energía de Ionización. La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1. ATOMO + Energía ION +1 (catión) + 1 e - También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser arrancados del átomo. La siguiente figura muestra una gráfica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica. 17

18 En la gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren más energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor, por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar. Electronegatividad La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí, los electrones de un enlace, cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0 Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0, eso significa que en la molécula de cloruro de sodio (NaCl), de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente los electrones. Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A) 18

19 Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos. Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye. En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que se dan sobre elementos de un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la elaboración de una gráfica que resume la mejor organización que pueden tener todos los elementos, ésta es la tabla periódica. 3. ESTADOS DE LA MATERIA La materia se puede encontrar en cinco estados y el cambio de uno a otro depende básicamente de la temperatura y la presión en que se encuentren. Los cambios que usualmente apreciamos suceden en condiciones normales de presión (± 1 atmósfera). Se discuten en este tema sólo los estados más comunes (sólido, líquido o gaseoso). Esto no significa la imposibilidad de cambios hasta plasma o Bose-Einstein, lo que sucede es que en condiciones regulares no es posible lograrlo. En general los cambios de estado son considerados como cambios físicos. unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas. En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido. Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas: 3.1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS (SÓLIDO, LÍQUIDO Y GASEOSO) DE LA MATERIA Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión Estado sólido. Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están Estado Líquido. Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas 19

20 por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad. En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía). Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se Estado gaseoso. Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión: 3.2. CAMBIOS EN EL ESTADO DE LA MATERIA Vaporización. La vaporización es el nombre dado al cambio de líquido a gas. Teniendo en cuenta que los gases tienen mayor energía cinética que los líquidos, es de esperar que para evaporar 20

21 un líquido se absorba energía (proceso endotérmico). Este es un proceso constante, en donde las partículas de la superficie del líquido adquieren suficiente energía y se rompen las fuerzas intermoleculares que las mantienen en estado líquido. Es importante que distingas la evaporación de la ebullición, la cual depende fundamentalmente de la presión y sucede no sólo con las partículas superficiales Condensación. Cuando hay suficiente pérdida de energía cinética, el gas puede cambiar al estado líquido. Esto lo observas cuando alrededor de un vaso de agua con hielo, se va formando agua aparentemente de la nada. En la atmósfera existe agua en estado gaseoso. Cuando estas partículas colisionan con el vaso frío, pierden energía cinética y se condensan (un proceso exotérmico). Otro caso se puede observar en un encendedor de gas, si te fijas bien notarás que dentro de este hay un líquido. Este líquido es el resultado de someter un gas a alta presión (licuefacción). Cuando se abre la válvula se reduce la presión y las partículas pasan nuevamente al estado gaseoso Fusión. Cuando las partículas de un sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar al estado líquido (proceso endotérmico). Algunas veces utilizamos la expresión "se funde" para decir que una bombilla se dañó. En este caso, lo que sucede es que el filamento de tungsteno llega a un punto de desgaste tal que la temperatura generada por el mismo lo funde o "derrite" interrumpiendo así el circuito eléctrico. La cantidad de agua en estado gaseoso (vapor de agua) es lo que determina la humedad del ambiente Solidificación. Cuando las partículas de un material líquido pierden suficiente energía cinética, pueden pasar al estado sólido (proceso exotérmico). Cuando colocas agua líquida en el congelador, ésta cambia a hielo. No obstante, si aprecias con mayor cuidado podrás notar que el volumen del agua aumenta. Esta es una propiedad característica del agua. Cuando sus moléculas se reordenan, al pasar al estado sólido, ocupan un mayor volumen. Por tanto, igual masa de agua con un mayor volumen da como resultado una menor densidad. Por esta razón el hielo flota en el agua líquida. No es recomendable, entonces, congelar recipientes de vidrio llenos de agua, ya que esta expansión puede romperlos Sublimación. Cuando las partículas de un sólido adquieren suficiente energía cinética, pueden pasar directamente al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso endotérmico). Este es un cambio de estado poco común, pero puede observarse cuando el hielo seco (dióxido de carbono, CO 2, sólido) pasa a CO 2 gas. Otra sustancia que presenta este cambio es el yodo. Cuando se calienta en estado sólido, pasa a gaseoso en forma de gas color púrpura intenso. Otras sustancias también pueden sublimarse a ciertas presiones y temperaturas. Los refrigeradores sin escarcha utilizan la sublimación. Calentando ligeramente los congeladores se derrite posible acumulación de escarcha; el agua líquida cae por una canaleta sobre el motor y se evapora. Al pasar un flujo de aire se remueven las moléculas de agua a medida que se subliman. La sublimación del CO 2 se utiliza para crear ambientes cubiertos por una nube densa de CO 2. Este gas es más denso que el aire y tiende a difundirse a nivel del suelo. Para lograr el efecto se agrega CO 2 sólido a un balde con agua ligeramente caliente. 21

22 Deposición. Este proceso en algunas ocasiones lo describen como sublimación inversa. Es decir, que las partículas de un gas pierden suficiente energía cinética y pueden pasar a estado sólido sin pasar por líquido (proceso exotérmico). En situaciones cotidianas es muy poco probable observar este cambio de estado, no obstante, la sustancia que más fácilmente permitiría ver este proceso es el yodo. Si se coloca una superficie fría sobre el vapor sublimado, se podrá observar que se forman pequeños cristales de yodo. Es decir, el yodo se sublima y se deposita sobre la superficie fría. El punto de ebullición es la temperatura en que la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición estándar registra a 1 atm de presión (760 mm Hg), pero los líquidos pueden hervir a diferentes temperaturas dependiendo de la presión externa. Cuando se estudian los estados y los cambios de estado de diferentes sustancias se obtiene lo que se conoce como diagrama de fases. En estos diagramas pueden determinarse las condiciones necesarias de presión y temperatura para obtener un material en un estado determinado. Por qué unos líquidos se evaporan más rápido que otros? Anteriormente cuando hablamos de la evaporación, mencionamos que las partículas de la superficie adquieren suficiente energía cinética y se rompe la atracción intermolecular con las partículas en estado líquido. Una vez estas partículas escapan se localizan en la parte superior del líquido y ejercen presión sobre el mismo líquido. Esta presión la conocemos como presión de vapor, la cual se relaciona con la fuerza de atracción intermolecular y la temperatura. A menor fuerza de atracción intermolecular, mayor número de partículas en estado gaseoso sobre el líquido, por tanto mayor presión de vapor. Esto significa que aquellos líquidos que se evaporan más rápidamente son líquidos con una mayor presión de vapor. Es decir, que en estado líquido tienen menor atracción molecular entre sus partículas. La siguiente gráfica muestra la presión de vapor de diferentes líquidos: En los diagramas de fase se puede distinguir un punto en donde se encuentran los tres estados. Este se conoce como el punto triple y es la temperatura y presión en la cual el material se puede encontrar simultáneamente en equilibrio como sólido, líquido y gas. 22

23 En cualquier punto sobre las líneas divisorias entre estados, la sustancia se encuentra en equilibrio entre las fases. Es decir, que se encuentra entre las dos fases (sólido-líquido, líquido-gaseoso, sólidogaseoso). Es importante que tengas en cuenta que durante el cambio de estado, la temperatura de la sustancia no cambia, ya que toda la energía se está utilizando para romper las atracciones intermoleculares. Por tanto, cierta cantidad de agua a 1 atm de presión, tendrá un punto de ebullición de 100 C, sin importar cuánta energía se proporcione al agua. Sin embargo, una vez pase a vapor, éste puede obtener temperaturas muy superiores haciendo que las quemaduras con vapor tengan efectos más letales que con agua hirviendo. El mal de montaña y su relación con la composición de la atmosfera La atmósfera es la mezcla de gases que envuelve la Tierra y se mantiene allí principalmente por la atracción gravitacional y los movimientos térmicos. El 90% de la masa de la atmósfera se encuentra en los primeros 12 km sobre la superficie y la conforman principalmente gases como nitrógeno (78%), oxígeno (21%), argón (0,9%) y dióxido de carbono (0,03%). También la mezcla contiene trazas de otras sustancias como metano, ozono, sulfuro de hidrógeno, monóxido de carbono, óxidos de nitrógeno y azufre, hidrocarburos, fluoroclorocarburos y material particulado suspendido en el aire. El vapor de agua se encuentra dentro de los primeros kilómetros en la atmósfera y su cantidad varía dependiendo del lugar. Cada uno de los gases presentes tiene diferentes densidades, lo que hace que unos se localicen y concentren más en algunas regiones, esto hace que la presión atmosférica cambie dependiendo de la altitud. A menor cantidad de gases en la atmósfera, menor presión atmosférica, sin embargo los porcentajes se mantienen. A nivel del mar se tiene un 21% de oxígeno a 760 mm Hg (1 atm), pero a 3600 m, la presión atmosférica es cerca de 480 mm Hg y el aire tiene cerca de un 40% menos de oxígeno. Por tanto, en las montañas, a mayor altitud, la concentración de oxígeno es menor. Las personas que usualmente viven en zonas altas tienen una mayor cantidad de hemoglobina en la sangre para absorber mayor cantidad de oxígeno y así proporcionar el gas necesario para las células. Cuando alguien de la costa o lugares a mucha menor altitud llegan a sitios o ciudades en las montañas como Bogotá, se sienten mucho más cansados, presentan dolor de cabeza y mareo. Este problema, conocido como el mal de montaña, puede ser tan serio que en algunos casos puede causar acumulación de líquidos en los pulmones y el cerebro, ocasionando incluso la muerte. Es muy común en escaladores, caminantes o exploradores que ascienden mucho más rápido de lo que el cuerpo se puede ajustar a la disminución del oxígeno en el aire. Para evitar este problema los escaladores de grandes altitudes ascienden en varias etapas de días o semanas a diferentes alturas para acostumbrar al cuerpo. Sin embargo, hay un punto en que la cantidad de oxígeno en el aire (presión) es tan baja que es necesario utilizar tanques de oxígeno para evitar problemas posteriores. Cuando un escalador comienza a padecer del mal de montaña, entre otros, el cuerpo aumenta la profundidad y frecuencia de la respiración, se producen más glóbulos rojos, se aumenta la presión en los capilares pulmonares forzando a la sangre a ira lugares del pulmón que usualmente no se utilizan para respirar a nivel del mar y se aumenta la producción de una enzima que causa la liberación del oxígeno a los tejidos del cuerpo. 23

24 Para recordar Los cambios de estado son básicamente cambios físicos Los cambios de estado más comunes suceden principalmente entre los estados sólido, líquido o gaseoso, pero esto no significa que no se puedan lograr cambios hacia plasma o condensado de Bose-Einstein, si se dan las condiciones necesarias. Los cambios de estado pueden ser procesos endotérmicos o exotérmicos, lo cual depende de si el estado al que se cambia tiene mayor o menor energía cinética. En un cambio exotérmico se libera energía, en uno endotérmico se absorbe energía. La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas; la deposición, de gas a sólido; la vaporización de líquido a gas; la condensación, de gas a líquido; la fusión, de sólido a líquido; y la solidificación, de líquido a sólido. La atmósfera está conformada por diversos gases, siendo los más abundantes el nitrógeno (78%) y el oxígeno (21%). Algunos líquidos se evaporan mucho más rápido que otros, ya que tienen una menor fuerza de atracción intermolecular, por tanto una mayor presión de vapor. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. El oxígeno, al ser más denso que muchos de los otros gases en la atmósfera, tiende a ocupar posiciones bajas como a nivel del mar. Una baja cantidad de oxígeno disponible en altitudes puede causar el mal de montaña, en personas que ascienden a un ritmo mayor del que el cuerpo necesita para acostumbrarse a la falta de oxígeno. EJERCICIOS Propón 1. Si tienes disponibles cuatro líquidos como la acetona (se encuentra en algunos removedores de esmalte), gasolina, agua y alcohol, qué experimento realizarías para determinar qué líquido se evapora más rápido? Elabora una lista de materiales, una hipótesis y un procedimiento para realizarlo. 24

25 Interpreta Contesta las preguntas 2 y 3 con base en la siguiente gráfica: 2. Tienes tres recipientes cada uno con la misma cantidad, a 1 atm de presión y a una temperatura de 10 C con los siguientes líquidos: éter dietílico, etanol, agua. Al cabo de un tiempo observas que uno de los recipientes tiene menor cantidad de líquido que los otros. Cuál podría ser este líquido? Por qué? 3. Cuál sería el punto de ebullición del etanol en un lugar en donde la presión atmosférica es 500 mm Hg? Contesta la pregunta 4 con base en el siguiente diagrama: 4. Si tienes un trozo de carbón a 25 C y 1 atm de presión (1,01 x 10 5 Pa), a qué condiciones debes someter el carbón para obtener diamante? Indaga 5. Cuando hay un incendio y se llenan de humo las habitaciones, los bomberos recomiendan desplazarse arrastrándose por el suelo como una medida de prevención. Por qué crees que esta es una recomendación importante? 25

26 4. FUNCIONES QUÍMICAS Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de compuestos análogos. Se conocen funciones en las dos químicas, mineral y orgánica; así son funciones de la química mineral la función anhídrido, función óxido, función ácido, función base y función sal. Las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo, porque de ella se desprenden todas las demás. Para mayor claridad dividimos las funciones orgánicas en dos grupos, que designamos con los nombres de fundamentales y especiales. Las funciones fundamentales son: la función alcohol, función aldehído, función cetona y función ácido. Las funciones especiales son: la función éter, la función éster, función sal orgánica, función amina y amida y funciones nitrilo y cianuro COMPORTAMIENTO DE LAS GASES REALES E IDEALES Gas Real. Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales. Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no, se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio. 26