1 · Principles of chemistry

Todo en este curso está escrito en un solo idioma: partículas, fórmulas y ecuaciones. La sección 1 lo enseña: cómo se organizan las partículas en sólidos, líquidos y gases; cómo están construidos los átomos y dispuestos en la Tabla Periódica; cómo convertir una oración sobre una reacción en una ecuación balanceada y un cálculo de masa; y cómo los tres tipos de enlace confieren propiedades a cada sustancia.

Edexcel International GCSE Chemistry 4CH1, Sección 1 (declaraciones 1.1–1.60C) es la sección más grande y la base para las otras tres. Las declaraciones con sufijo C son la extensión de ciencia separada (solo Química).

Sólido: las partículas vibran alrededor de posiciones fijas en un patrón regular. Líquido: las partículas se tocan pero se mueven unas sobre otras al azar. Gas: partículas muy separadas, rápidas y aleatorias. Interconversiones: fusión / congelación, ebullición / condensación, evaporación (solo superficie, por debajo del punto de ebullición), sublimación (sólido → gas directamente). La energía se absorbe para separar las partículas y se libera cuando vuelven a unirse.

Un disolvente disuelve el soluto para formar una solución; una solución saturada contiene todo el soluto posible a esa temperatura. (C) La solubilidad es la masa disuelta por cada 100 g de disolvente a una temperatura especificada, leída en una curva de solubilidad: los puntos sobre la línea son saturados; por debajo, son insaturados.

La dilución de soluciones coloreadas y la difusión de gases (bromo expandiéndose en el aire) muestran partículas moviéndose desde donde hay muchas hacia donde hay pocas.

Un elemento contiene un solo tipo de átomo; un compuesto tiene diferentes átomos unidos químicamente; una mezcla no está unida químicamente. Una sustancia pura tiene un punto de fusión/ebullición definido; las mezclas funden y hierven en un rango — esta es la prueba de pureza.

Técnicas de separación, asignadas a la tarea: filtración (sólido insoluble de líquido); cristalización (evaporar una solución para dejar cristales); destilación simple (líquido de sólido disuelto — evaporar luego condensar); destilación fraccionada (líquidos con puntos de ebullición cercanos, usando columna fraccionadora); cromatografía en papel (solutos que se disuelven diferente en un disolvente).

Rf = distancia recorrida por la mancha ÷ distancia recorrida por el disolvente. La misma sustancia siempre tiene el mismo Rf en el mismo disolvente — comparando con valores conocidos se identifican los componentes de la mezcla.

Número atómico = protones; número másico = protones + neutrones. Los isótopos tienen los mismos protones pero diferentes neutrones. La masa atómica relativa ($A_r$) es la media ponderada sobre los isótopos.

Ejercicio resuelto. Cloro: 75 % Cl-35, 25 % Cl-37 → $A_r = (75 \times 35 + 25 \times 37)/100 = 35.5$.

La Tabla Periódica clasifica los elementos por número atómico en grupos (columnas, mismos electrones externos) y períodos (filas). Las primeras 20 configuraciones electrónicas siguen 2,8,8,2 capas (p. ej., sodio 2.8.1). Los metales están a la izquierda/centro: sus óxidos son básicos y conducen; los óxidos de no metales son ácidos. Los miembros del grupo se comportan de manera similar porque tienen el mismo número de electrones externos; los gases nobles del Grupo 0 tienen capas externas completas y no reaccionan fácilmente.

Balancea las ecuaciones con símbolos de estado: (s), (l), (g), (aq). $M_r$ suma los valores de $A_r$. La mola es la cantidad de sustancia: $n = m/M_r$ (masa en gramos).

Ejercicio resuelto (masas que reaccionan). ¿Qué masa de óxido de magnesio se forma a partir de 6.0 g de magnesio? $2\mathrm{Mg} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\mathrm{MgO}$: $n(\mathrm{Mg}) = 6.0/24 = 0.25$ mol → $n(\mathrm{MgO}) = 0.25$ mol → masa $= 0.25 \times 40 = 10$ g.

Rendimiento porcentual $=$ real ÷ teórico × 100 %. La fórmula empírica es la proporción más simple de números enteros (divide cada masa por su $A_r$, escala a enteros); la fórmula molecular es el conteo real ($M_r$ ÷ masa empírica da el multiplicador).

Ejercicio resuelto. Un hidrocarburo tiene 85.7 % C, 14.3 % H: C 85.7/12 = 7.14, H 14.3/1 = 14.3 → proporción 1:2 → empírica CH₂. Con $M_r = 56$: 56/14 = 4 → molecular C₄H₈.

(C) Soluciones: $n = c \times V$ con $c$ en mol/dm³ y $V$ en dm³ (cm³ ÷ 1000). Gases: volumen molar 24 dm³ a rtp, por lo tanto $n = V/24$. (C-práctica) La fórmula de un óxido metálico se obtiene mediante combustión (pesar magnesio, quemar, pesar el óxido) o reducción (pesar óxido de cobre(II), reducir con hidrógeno, pesar el cobre).

Enlace iónico: los metales pierden electrones hacia los no metales; los iones cargados se atraen electrostáticamente en una red gigante — los diagramas de puntos y cruces muestran la transferencia (Grupos 1–3 con 5–7). Altos puntos de fusión (fuertes atracciones); conducen solo cuando están fundidos o disueltos (iones libres para moverse). Aprende las cargas: Grupos 1/2/3 → 1+/2+/3+; Grupos 5/6/7 → 3−/2−/1−; Ag⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺, Zn²⁺; OH⁻, NH₄⁺, CO₃²⁻, NO₃⁻, SO₄²⁻. Las fórmulas equilibran las cargas: nitrato de calcio Ca(NO₃)₂, sulfato de amonio (NH₄)₂SO₄.

Enlace covalente: pares de electrones compartidos (puntos y cruces para H₂, O₂, N₂, halógenos, HCl, H₂O, NH₃, CO₂ y orgánicos pequeños). Las sustancias moleculares simples tienen fuerzas intermoleculares débiles — bajos puntos de fusión, que suben con $M_r$; no conducen (no hay iones, ni electrones libres). Covalente gigante: diamante (cada C unido a 4 — muy duro, no conductor), grafito (3 enlaces + un electrón libre por C, capas con fuerzas débiles — blando, conduce, deslizante), C₆₀ fullereno (jaula molecular simple).

(C) Metálico: una red de iones positivos en un mar de electrones deslocalizados — atracción electrostática; los electrones libres conducen electricidad, y las capas se deslizan (maleable).

Electrólisis usa electricidad para descomponer compuestos iónicos fundidos o disueltos: el cátodo (negativo) atrae cationes; el ánodo (positivo) atrae aniones. El PbBr₂ fundido produce Pb en el cátodo (Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb) y Br₂ en el ánodo (2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻). En solución acuosa, el hidrógeno se forma en el cátodo si el metal es más reactivo que el hidrógeno; en el ánodo, los iones halógenos dan el halógeno, de lo contrario oxígeno (4OH⁻ → O₂ + 2H₂O + 4e⁻). La pérdida de electrones es oxidación, la ganancia es reducción.

1. Describe la disposición y movimiento de las partículas en un líquido.
2. Define solución saturada y establece las unidades de solubilidad.
3. ¿Qué técnica separa dos líquidos miscibles con puntos de ebullición cercanos?
4. Un isótopo tiene 17 protones y 20 neutrones. Da su número másico y los números de cada partícula.
5. Calcula $A_r$ de un elemento con 80 % de masa 20 y 20 % de masa 22.
6. Balance con símbolos de estado: magnesio + oxígeno → óxido de magnesio.
7. De 8.4 g del óxido de calcio se forman 6.0 g de calcio. Muestra la fórmula empírica del óxido.
8. Escribe la fórmula del carbonato de amonio.
9. Explica por qué el grafito conduce electricidad pero el diamante no.
10. (C) ¿Qué se forma en cada electrodo durante la electrólisis del cloruro de potasio fundido?

Respuestas: 1 las partículas se tocan pero están desordenadas, moviéndose aleatoriamente unas junto a otras; 2 una solución que contiene la masa máxima de soluto disuelto a esa temperatura; g por 100 g de disolvente; 3 destilación fraccionada; 4 número másico 37; 17 protones, 20 neutrones, 17 electrones; 5 $(80 \times 20 + 20 \times 22)/100 = 20.4$; 6 2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s); 7 Ca 6.0/40 = 0.15 mol; masa de O 8.4 − 6.0 = 2.4 g → 2.4/16 = 0.15 mol; proporción 1:1 → fórmula empírica CaO; 8 (NH₄)₂CO₃; 9 el grafito usa tres enlaces por átomo de carbono, dejando un electrón deslocalizado libre para moverse entre capas — el diamante usa los cuatro en enlaces fijos; 10 (C) potasio en el cátodo (K⁺ + e⁻ → K) y cloro en el ánodo (2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻).