Química
Es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia.
La palabra química procede de la palabra «alquimia», un antiguo conjunto de prácticas que abarcaba diversos elementos de la actual ciencia, además de otras disciplinas muy variadas como la metalurgia, la astronomía, la filosofía, el misticismo o la medicina.
Tiene relaciones con otras ciencias como:
Tiene relaciones con otras ciencias como:
Como toda ciencia tienes sus beneficios y sus riesgos
Entre los beneficios que hemos obtenido a lo largo del tiempo están los cosméticos, la medicina, también se utiliza para material de construcción y para la conservación de alimentos.
Entre los riesgos podemos destacar que existen elementos y químicos potencialmente tóxicos tanto para el ser humano como para el medio ambiente pero se pueden prevenir con el buen uso de los mismos, cabe recalcar que muchos de estos químicos contienen ciertas especificaciones de uso las cuales tenemos que tener en cuenta.
Método científico
Existen varios pasos en la metodología científica los cuales son:
- Observación o planteamiento del problema: El cuál consiste en definir el problema o fenómeno a investigar.
- Hipótesis: Es unas explicación de un suceso el cual puede o no tener validez.
- Experimentación: Serie de experimentos diseñados para comprobar o desacreditar las hipótesis planteadas.
- Leyes y teorías: Son proposiciones concisas obtenidas a partir de hipótesis confirmadas.
Clases de química
Química orgánica:
Es aquella subdisciplina que se encarga de estudiar el carbón y la amplia diversidad de moléculas que, al contener carbono, forman enlaces covalentes de carbono a carbono y de carbono e hidrógeno u otros heteroátomos, es decir la química de la vida misma. La química orgánica examina las estructuras y el comportamiento de estas moléculas, compuestas por unos pocos tipos de numerosos átomos, como el carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O) , nitrógeno (N) y algunos otros misceláneos.
Química inorgánica:
Se considera química inorgánica a la cual se encarga del estudio químico fuera del carbono. No obstante, el carbono es muy importante para los compuestos químicos inorgánicos de todas maneras, por ello existe también la química organometálica, que se encarga del estudio de todos aquellos materiales que presentan un enlace entre un átomo de carbono y un átomo metálico, de su síntesis y de su reactividad.
Química analítica:
Se encarga de la identificación y la cuantificación de los materiales en una mezcla o compuestos químicos determinados. Cabe mencionar que, a su vez, la química analítica se divide en química analítica cuantitativa y química analítica cualitativa, siendo los químicos analíticos quienes realizan, supervisan e interpretan cada análisis químico.
Química física:
Es aquella que estudia la materia basándose que propiedades físicas, es decir, las formas o los modos en los que los principios físicos fundamentales gobiernan el comportamiento de los átomos, las moléculas y el resto de los sistemas químicos.
Bioquímica:
La bioquímica es la que se encarga del estudio de cada uno de los procesos químicos subyacentes a todo sistema biológico básico, es fundamental en el desarrollo de la biotecnología y también resulta de enorme utilidad en medicina, el estudio del cambio climático y las ciencias experimentales.
Química ambiental:
Es la aplicación de la química al estudio de los problemas y la conservación del ambiente. Estudia los procesos químicos que tienen lugar en el medio ambiente global, o en alguna de sus partes: el suelo, los ríos y lagos, los océanos, la atmósfera, así como el impacto de las actividades humanas sobre nuestro entorno y la problemática que ello ocasiona.
Materia
"Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio"
Si la materia tiene masa y ocupa un lugar en el espacio significa que es cuantitativo, es decir, que se puede medir.
Todo lo que está a nuestro al rededor esta compuesto por materia seres vivos, animales y los objetos inanimados.
La cantidad de materia de un cuerpo viene dada por su masa. La masa representa una medida de la inercia o resistencia que opone un cuerpo a acelerarse cuando se halla sometido a una fuerza la cual se denomina peso.
Cabe recalcar que las sustancias puras contienen una sola fase y un solo componente a diferencia de las soluciones que contienen mas de dos fases y dos componentes.
Mezcla homogénea:
Dos Componentes (Agua y colorante) y con una fase.
Mezcla heterogénea
Dos componentes (agua y arena), dos fases y una interfase.
Propiedades de la materia
Las propiedades de la materia se refiere a una sustancia determinada que puede distinguirse de otra. Se clasifican en dos grupos:
Propiedades físicas
Son distinguibles a través de los sentidos para reconocer el olor, color, sabor, algún sonido y también por medio del tacto.
Propiedades físicas generales:
Inercia
Elasticidad
Impenetrabilidad
Discontinuidad
Indestructibilidad
Divisibilidad
Propiedades Físicas particulares
Densidad
Dureza
Maleabilidad
Ductilidad
Viscosidad
Propiedades físicas extensivas: Dependen de la cantidad de materia presente. Corresponden a la masa, el volumen, la longitud.
Propiedades físicas intensivas: Dependen sólo del material, independientemente de la cantidad que se tenga, del volumen que ocupe, etc. Por ejemplo, un litro de agua tiene la misma densidad que cien litros de agua.
Propiedades químicas
- Cambios Físicos
Las sustancias varían su apariencia física como el aspecto, forma o el estado, pero no su composición.
Un ejemplo común: Hielo que se derrite.
- Cambios Químicos
También llamados reacciones químicas), las sustancias se transforman en sustancias químicamente distintas.
Un ejemplo común: Oxidación de la manzana:
Estados y cambios de la materia:
Solido: Las fuerzas de cohesión de sus moléculas
son mayores que las fuerzas de repulsión.
Liquido: Las fuerzas de cohesión son similares a
las fuerzas de dispersión, presentan un volumen definido, su forma es variable
(de acuerdo al recipiente que lo contiene)
Gaseoso: Las fuerzas de dispersión o expansión son mayores que las fuerzas de atracción por
lo tanto no tienen volumen ni forma definida.
Energía
La energía es la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo y producir cambios en ellos mismo o en otros cuerpos, Es decir, la energía es la capacidad de hacer funcionar las cosas.
La unidad de medida para cuantificarla es el Joule (J).
La energía se manifiesta de diferentes maneras, recibiendo así diferentes denominaciones según las acciones y los cambios que puede provocar.
Energía mecánica
La energía mecánica relacionada con la posición y el movimiento del cuerpo, y que se divide en estas dos formas:
Energía cinética: Que se manifiesta cuando los cuerpos se mueven. Es decir, es la energía asociada a la velocidad de cada cuerpo.
Energía potencial: Que hace referencia a la posición que ocupa una masa en el espacio.
La energía mecánica es la suma de la energía cinética y la energía potencial de un cuerpo.
Tipos de energía
Energía química
Se manifiesta en determinadas reacciones químicas.
Energía eléctrica
Está relacionada con la corriente eléctrica. Es decir, en un circuito en el que cada extremo tiene una diferencia de potencial diferente.
Energía electromagnética
Esta energía se atribuye a la presencia de un campo electromagnético.
La energía nuclear
Ésta se produce cuando los núcleos de los átomos se rompen (fisión) o se unen (fusión).
Energía química
Se manifiesta en determinadas reacciones químicas.
Energía lumínica
Es la fracción percibida de la energía transportada por la luz.
Energía solar
Es una energía renovable, obtenida a partir del aprovechamiento de la radiación electromagnética procedente del Sol.
Energía hidráulica
Es aquella que se obtiene del aprovechamiento de las energías cinética y potencial de la corriente del agua, saltos de agua o mareas.
Energía eólica
Es la energía obtenida a partir del viento, es decir, la energía cinética generada por efecto de las corrientes de aire, y que es convertida en otras formas útiles de energía para las actividades humanas.
Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se conocía el átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay un reordenamiento de átomos), la masa no puede variar.
La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».1 Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.
No existe ni puede existir nada capaz de generar energía, no existe ni puede existir nada capaz de hacer desaparecer la energía y por último si se observa que la cantidad de energía varía, siempre será posible atribuir dicha variación a un intercambio de energía con algún otro cuerpo o con el medio circundante.
La energía es la capacidad de los cuerpos o sistemas de cuerpos para efectuar un trabajo. Todo sistema que pasa de un estado a otro produce fenómenos físicos o químicos que no son más que manifestaciones de alguna transformación de la energía, pues esta puede presentarse en diferentes formas: cinética, potencial, eléctrica, mecánica, química.
La ley de conservación de la energía, también conocida como primer principio de la termodinámica establece que “aunque la energía se puede convertir de una forma a otra no se puede crear ni destruir”. La energía es la capacidad de los cuerpos o sistemas de cuerpos para efectuar un trabajo.
La masa: p.v
El volumen: m/p
La gravedad es una constante de 9,8 m/s2
FORMULA PARA CALCULAR LA ENERGÍA POTENCIAL:
Ep = m. g.h
FORMULA PARA CALCULAR LA ENERGÍA CINÉTICA:
Ec = ½.m.v2
FORMULA PARA CALCULAR LA ENERGÍA MECÁNICA:
Em = Ep + Ec
Ley de conservación de la materia:
Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se conocía el átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay un reordenamiento de átomos), la masa no puede variar.
La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».1 Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.
La ley de conservación de la energía:
No existe ni puede existir nada capaz de generar energía, no existe ni puede existir nada capaz de hacer desaparecer la energía y por último si se observa que la cantidad de energía varía, siempre será posible atribuir dicha variación a un intercambio de energía con algún otro cuerpo o con el medio circundante.
La energía es la capacidad de los cuerpos o sistemas de cuerpos para efectuar un trabajo. Todo sistema que pasa de un estado a otro produce fenómenos físicos o químicos que no son más que manifestaciones de alguna transformación de la energía, pues esta puede presentarse en diferentes formas: cinética, potencial, eléctrica, mecánica, química.
La ley de conservación de la energía, también conocida como primer principio de la termodinámica establece que “aunque la energía se puede convertir de una forma a otra no se puede crear ni destruir”. La energía es la capacidad de los cuerpos o sistemas de cuerpos para efectuar un trabajo.
Sistema internacional de unidades
Fórmulas:
La densidad: P: m/vLa masa: p.v
El volumen: m/p
ENERGÍA POTENCIAL:
La energía potencial es igual a la masa del cuerpo multiplicada por la gravedad y por la altura a la que se encuentra desde un centro de referencia.La gravedad es una constante de 9,8 m/s2
FORMULA PARA CALCULAR LA ENERGÍA POTENCIAL:
Ep = m. g.h
ENERGÍA CINÉTICA
La energía cinética es igual a un medio del producto entre la masa y el cuadrado de la velocidad.FORMULA PARA CALCULAR LA ENERGÍA CINÉTICA:
Ec = ½.m.v2
ENERGÍA MECÁNICA:
La energía mecánica es la suma entre la energía potencial y cinética.FORMULA PARA CALCULAR LA ENERGÍA MECÁNICA:
Em = Ep + Ec
TEMPERATURA:
°C (Celsius)
°C=5(°F-32)/9
°F (Farhenheit)
°F=9x°C/5+32
K (Kelvin)
L=°C+273
°R (Rankine)
°R=°F+459.67
Átomo
El nombre «átomo» proviene del latín atomum, y este del griego ἄτομον 'sin porciones, indivisible'; también, se deriva de a- ('no') y tómo (divisible).1 El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, no fueron considerados seriamente por los científicos hasta el siglo XIX, cuando fueron introducidos para explicar ciertas leyes químicas. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.2 3
Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un 99,94 % de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia.
Un ión1 es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutral. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).
Modelo atómico de Dálton
Surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado entre 1803 y 1807 por John Dalton.
EL NUMERO ATÓMICO
Es el número entero positivo que equivale al número total de protónes en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z.
LA MASA ATÓMICA
Es la cantidad de materia que tiene un átomo y generalmente se obtiene de sumar Z + N = A
Z= el número de protónes
N= el número de neutrónes
A= masa atómica
Un ión es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutral. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento..
Modelo atómico de Joseph John Thomson
Joseph John "J.J." Thomson, (Mánchester, Inglaterra, 18 de diciembre de 1856 - Cambridge, Inglaterra, 30 de agosto de 1940) fue un científico británico, descubridor del electrón, de los isótopos e inventor del espectrómetro de masa. En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física.
La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
Modelo atómico de Ernest Rutherford
Es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear.
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
Números cuánticos
Los números cuánticos son parámetros que describen el estado energético de un electrón y las características de un orbital.
Los 3 primeros números cuánticos (principal, secundario, magnético) son obtenidos como consecuencia de la resolución matemática de la ecuación de onda de Schrödinger, mientras que el cuarto número cuántico (spin magnético) lo introdujo Paul Dirac en 1928, reformulando la ecuación de onda.
Los principios que sustenta la teoría de la mecánica-cuántica son: principio de dualidad onda-partícula para el electrón y principio de incertidumbre de Heinsenberg el cual señala que no se puede determinar el momento y lugar a la vez de la posición de un electrón, sin embargo es posible determinar la región mas probable donde se puede encontrar (orbital).
La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos.
Niveles energéticos de los orbitales atómicos según un diagrama de Moeller. La cola de la flecha indica cual se llena primero, mientras que la punta indica cual se llena al último. Se empieza desde abajo hacia arriba.
NÚMERO ATÓMICO Y MASA DE LOS ELEMENTOS
EL NUMERO ATÓMICO
Es el número entero positivo que equivale al número total de protónes en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z.
LA MASA ATÓMICA
Es la cantidad de materia que tiene un átomo y generalmente se obtiene de sumar Z + N = A
Z= el número de protónes
N= el número de neutrónes
A= masa atómica
Enlaces químicos
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a
los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o
comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué
forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o
comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más
externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.
Un ión es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutral. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).
Regla del octeto.
EL último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable.
Enlace iónico.
Está formado por metal + no metal
No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones
(iones negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando por cationes, los no
metales aceptan electrones formando aniones.
Los compuestos formados pos enlaces iónicos tienen las
siguientes características:
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o
un gas.
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua
Enlace covalente
Esta basado en la compartición de electrones. Los átomos no
ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no
metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples,
dependiendo de los elementos que se unen.
Las características de los compuestos unidos por enlaces
covalentes son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier
estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro
de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Los enlaces covalentes se clasifican en:
COVALENTES POLARES: los electrones se comparten de manera
desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula sea
parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo.
COVALENTES NO POLARES: Cuando se enlazan dos átomos iguales,
con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es
covalente no polar, ya que los electrones son atraídos por igual por ambos
átomos.
COVALENTES COORDINADO: Se forma cuando el par electrónico
compartido es puesto por el mismo átomo.
Enlace metálico
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos
Se conoce como tabla periódica de los elementos, sistema periódico o simplemente como tabla periódica, a un esquema diseñado para organizar y segmentar cada elemento químico, de acuerdo a las propiedades y particularidades que posea.
Tabla periódica
Es una herramienta fundamental para el estudio de la química pues permite conocer las semejanzas entre diferentes elementos y comprender qué puede resultar de las diferentes uniones entre los mismos.
En 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla periódica. La misma estaba compuesta por una columna con 63 elementos, agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en blanco. El químico ruso asumía que faltaban algunos no habían sido descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se conocían y que permitían que la tabla tuviera una regularidad numérica absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues parecía poco exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes, se comprobó que Mendeléyev tenía razón.
Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e hidruros de cada sección. A finales del siglo XIX, la tabla periódica comenzó a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa forma por la ausencia de actividad química (de valencia cero).
No Metales
Los no metales son los elementos situados por encima de la línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la Tabla Periódica y el hidrógeno. Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevada afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman aniones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1.
Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro,...
Grupo 1: Hidrógeno
Grupo 13: Boro
Grupo 14: Carbono
Grupo 15: Nitrógeno, fósforo
Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio.
Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, yodo, astato.
Metaloides
El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales y no metales. Esta línea pasa entre el boro y aluminio y acaba entre el polonio y el astato. El aluminio se considera otro metal. El resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metal-no metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones).
Grupo 13: Boro.
Grupo 14: Silicio, germanio.
Grupo 15: Arsénico, antimonio.
Grupo 16: Teluro.
Metales
Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico). Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia (formando cationes); tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.,.
Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad.
Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,..
Lantánidos:
Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.
Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.
Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.
Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc.
Actínidos:
Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.
Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.
Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo.
Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.
Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.
Gases Nobles
Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.
El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).
Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.
Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.
Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.
Tradicional Stock Sistemática
Óxido mixto de oro Óxido de oro Monóxido de oro
NH3: Amoniaco
PH3: Fosfina
AsH3: Arsina
SbH3: Estibina
CH4: Metano
SiH4: Silano
BH3: Borano
BiH4: Bismutina
GeH4: Germano
Tabla periódica
Se conoce como tabla periódica de los elementos, sistema periódico o simplemente como tabla periódica, a un esquema diseñado para organizar y segmentar cada elemento químico, de acuerdo a las propiedades y particularidades que posea.
Tabla periódica
Es una herramienta fundamental para el estudio de la química pues permite conocer las semejanzas entre diferentes elementos y comprender qué puede resultar de las diferentes uniones entre los mismos.
En 1869 Mendeléyev presentó la primera versión de la tabla periódica. La misma estaba compuesta por una columna con 63 elementos, agrupados de acuerdo a sus propiedades en común, y varios espacios en blanco. El químico ruso asumía que faltaban algunos no habían sido descubiertos, los correspondientes a las masas atómicas que aún no se conocían y que permitían que la tabla tuviera una regularidad numérica absoluta. Pese a que en su momento, su teoría no fue aceptada, pues parecía poco exacta, años más tarde al descubrir los elementos faltantes, se comprobó que Mendeléyev tenía razón.
Más tarde, Mendeléyev añadió las fórmulas correspondientes a los óxidos e hidruros de cada sección. A finales del siglo XIX, la tabla periódica comenzó a incluir el grupo cero (con los denominados gases nobles), llamado de esa forma por la ausencia de actividad química (de valencia cero).
Estructura y organización de la tabla periódica
La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican
los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de
arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están
ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas
verticales llamadas grupos o familias.
Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.
Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.
Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.
No Metales
Los no metales son los elementos situados por encima de la línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la Tabla Periódica y el hidrógeno. Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevada afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman aniones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1.
Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro,...
Grupo 1: Hidrógeno
Grupo 13: Boro
Grupo 14: Carbono
Grupo 15: Nitrógeno, fósforo
Grupo 16: Oxígeno, azufre, selenio.
Grupo 17: Flúor, cloro, bromo, yodo, astato.
Metaloides
El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales y no metales. Esta línea pasa entre el boro y aluminio y acaba entre el polonio y el astato. El aluminio se considera otro metal. El resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metal-no metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones).
Grupo 13: Boro.
Grupo 14: Silicio, germanio.
Grupo 15: Arsénico, antimonio.
Grupo 16: Teluro.
Metales
Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico). Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia (formando cationes); tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.,.
Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad.
Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,..
Lantánidos:
Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.
Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.
Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.
Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc.
Actínidos:
Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.
Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.
Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo.
Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.
Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.
Gases Nobles
Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.
El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).
Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.
Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.
Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).
Grupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.
La explicación moderna del ordenamiento en la tabla
periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas
similares y la misma valencia, o número de electrones en la última capa. Dado
que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los
electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un
mismo grupo tienen propiedades químicas similares.
Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una
configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos
tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los
elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales
tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son
excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números
arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta
de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense, los
grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos.
Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actínidos).
Grupo 4 (IV B): familia del Titanio.
Grupo 5 (V B): familia del Vanadio.
Grupo 6 (VI B): familia del Cromo.
Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso.
Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro.
Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto.
Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel.
Grupo 11 (I B): familia del Cobre.
Grupo 12 (II B): familia del Zinc.
Grupo 13 (III A): los térreos.
Grupo 14 (IV A): los carbonoides.
Grupo 15 (V A): los nitrogenoides .
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos.
Grupo 17 (VII A): los halógenos.
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.
Periodos
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas
períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al
que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme
aumenta su número atómico se van llenando en este orden:
Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su
configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones
situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades
químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin
embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos
adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una
masa similar, pero propiedades químicas diferentes.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Bloques
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de
elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, de
acuerdo al principio de Aufbau.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace
referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que
llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este
caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s, Bloque p, Bloque d, Bloque f y Bloque g (bloque
hipotético)
Compuesto Orgánicos
Se denomina compuesto inorgánico a todos aquellos compuestos que están formados por distintos elementos, pero en los que su componente principal no siempre es el carbono, siendo el agua el más abundante. En los compuestos inorgánicos se podría decir que participa casi la totalidad de elementos conocidos.
Número de oxidación
Se denomina a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias las cuales son las siguientes:
1.- Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.
2.-Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.
Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.
Por ejemplo: Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.
Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.
Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.
Formulación y nomenclaturas
Lo primero que debemos saber es la tabla de valencia tanto de los metales como de los no metales la cual si la aprendemos al pie de la letra toda fórmula nos va a resultar fácil.
Tenemos que conocer que existen tres formas de nombrarlas las cuales son: (orden es de derecha a izquierda)
NOMENCLATURA STOCK:
La valencia de los elementos metálicos se indica entre paréntesis y en números romanos.
Ejemplo:
Ej. Fe2O3 ------Óxido de hierro (III)
Ej. PH3 ----- Hidruro de fósforo (III)
Ej. Ba(OH)2 ----- Hidróxido de bario (II)
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
Se utilizan los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-,…
Ejemplo:
Ej. Fe2O3 ----------- Trióxido de Dihierro
Ej. PH3 -------------- Trihidruro de fósforo
Ej. Ba(OH)2 -------- Dihidróxido de bario
NOMENCLATURA TRADICIONAL:
Se utilizan las terminaciones –oso o –ico para los estados de menor y mayor valencia de los elementos, y se usa hipo…oso o hiper..ico, en el caso de que existan más de dos valencias para un elemento.
1 VALENCIA ------------ -ico
2 VALENCIAS ---------- -oso/-ico
3 VALENCIAS ---------- hipo…oso/-oso/-ico
4 VALENCIAS ---------- hipo…oso/-oso/-ico/per…ico
Ejemplo:
Ej. Fe2O3 ----------- Óxido férrico
Ej. PH3 -------------- Hidruro fosforoso
Ej. Ba(OH)2 -------- Hidróxido bárico
Para formular tenemos que saber que se intercambia la valencia del Metal o el No metal con el Oxigeno o el Hidrógeno sin tomar en cuenta el signo (+/-) y de ser posible se simplifica aunque existen algunas excepciones que lo veremos continuación.
Compuestos Binarios
Óxidos:
Está formado por un (METAL + OXÍGENO)
Se utiliza la valencia del oxígeno -2,
Ejemplo:
K+1 + O-2 y esto es igual a K2O
Stock: Oxigeno de Potasio
Sistemática: Oxigeno de Potasio (I)
Tradicional: Monóxido de Dipotasio
Peróxidos:
Formado por los Óxidos básicos de los metales Monovalentes y Divalentes de valencia FIJA más un oxigeno con valencia 1 negativo (O-1). ¡¡ NO SE SIMPLIFICA !!
K2O + O-1 esto es igual a K2O2
K2O + O-1 esto es igual a K2O2
Peróxido de potasio
Dióxido de dipotasio
Dióxido de dipotasio
Óxidos Mixtos:
Es la suma de los Óxidos básicos (METAL + OXÍGENO) de un mismo elemento con valencia variable de 2 "1,2;1,3;2,3;2,4"
Au+1 + O-2 = Au2O
Au+3 + O-2 = Au2O3
Es igual a Au4O4
Simplificamos y obtenemos: Au O
Tradicional Stock Sistemática
Óxido mixto de oro Óxido de oro Monóxido de oro
Óxido doble de oro Óxido auroso aurico
Óxido salino de oro
Anhídridos "Óxidos ácidos":
Formado por un (NO METAL + OXÍGENO) de las familias de los Halógenos, anfígenos, nitrogenoides y carbonoides "Carbono con valencia 2 y 4"
Cl+7 + O-2 es igual a Cl2O7
1 VALENCIA ------------ -ico
2 VALENCIAS ---------- -oso/-ico
3 VALENCIAS ---------- hipo…oso/-oso/-ico
4 VALENCIAS ---------- hipo…oso/-oso/-ico/per…ico
N. Tradicional: Anhídrido de PErclorICO
N. Sistemática: Heptaóxido de Dicloro
N. Stock: Óxido de cloro (viii)
Hidruros:
Formado por un ( METAL + HIDRÓGENO) los metales actúan con valencias positivas mientras que el hidrógeno actúa con valencia -1.
Au+3 + H-1 es igual a Au H
N. Tradicional: Hidruro Aurico
N. Sistemática: Trihidruro de oro
N. Stock: Hidruro de oro (iii)
N. Sistemática: Trihidruro de oro
N. Stock: Hidruro de oro (iii)
Hidrácidos:
También llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos son combinaciones binarias entre hidrógeno con valencia 1 positivo junto a los halógenos (familia I) o los anfígenos (familia II) con sus respectivas valencias 1 y 2
( H+1 + No metal )
Ácido Bromhídrico
Bromuro de Hidrógeno
H+1 + Br-1 es igual a H Br
Ácido sulfhidrico
Sulfuro de dihidrógeno
H+1 + S-2 es igual H2S
Compuestos especiales:
Son compuestos formados por las familias 3 y 4 de los NO METALES
( HIDRÓGENO y los NITROGENOIDES o CARBONOIDES )
NH3: Amoniaco
PH3: Fosfina
AsH3: Arsina
SbH3: Estibina
CH4: Metano
SiH4: Silano
BH3: Borano
BiH4: Bismutina
GeH4: Germano
Sales binarias:
Formados por un (METAL + NO METAL), el metal de valencia variable actúa comúnmente con sus terminaciones OSO - ICO y el no metal terminación URO de valencia fija correspondiente a su familia.
Sulfuro Férrico
Trisulfuro de dihierro
Fe+3 + S-2 esto es igual a Fe2S3
Compuestos Ternarios
Hidróxidos:
Se forman por medio de un METAL mas grupo de hidróxido (OH) con valencia -1
Hidróxido hipocirconioso
Zr+2 + (OH)-1 es igual a Zr(OH)2
Hidróxido de estaño (II)
Sn(OH)2
Trihidróxido de hierro
Fe(OH)3:
Oxácidos:
Está formado por un Anhídrido (No metal + O-2 ) mas H2O dependiendo de la familia se toma en cuenta los siguiente:
*Familia 1 y 2 + 1 H2O META
*Familia 2 y 3: + 1 H2O META
+ 2 H2O PIRO
+ 3 H2O ORTO
*Familia 4 + 1 H2O META
+ 2 H2O ORTO
El orden que lleva luego de las suma con la(s) moléculas de agua es el Hidrógeno (H) seguido del (No Metal) y del Oxígeno (O).
Ácido brómico
Br2O5 + H2O es igual a HBrO3
Ácido Metafosforoso
P2O3 + H2O es igual a HPO2
Ácido Pirofosfórico
P2O5 + 2 H2O es igual a H4P2O7
Ácido Ortofosforoso
P2O3 + 3 H2O es igual a H3PO3
Para realizar de una manera más rápida los oxácidos existe la siguiente tabla la cual nos va resultar de mucha ayuda para formular las OXISALES o SALES TERNARIAS.
Oxisales o sales ternarias:
Se forman por medio de un OXÁCIDO (Anhidrido + H2O)con un HIDRÓXIDO hay que tener en cuenta que se cambian las terminaciones OSO - ICO por ITO - ATO respectivamente.
A continuación un ejemplo:
Perclorato de aluminio
Sabemos que el ATO es ICO entonces sabemos que se está refiriendo al ácido perclorico, el cloro pertenece a la primera familia; según la tabla anterior dice que las valencias que se van usar son 114 y luego se lo suma con la formulación del hidróxido.
H Cl O4 + Al(OH)3
el siguiente paso ese separar el AL (metal) y unirlo con el ( Cl O4) teniendo en cuenta que en este caso el Al tiene valencia -3 y el H la valencia de -1 al intercambiarlos nos da de resultado
Al(Cl O4)3
Hiposelenito de Iridio
H2SeO3 + Ir(OH)4 siguiendo los pasos anteriormente mencionados se formula de la siguiente manera:
Ir(SeO3)2
Por último le detallo ciertas páginas que tomé como guía para realizar este blog, espero sea de su agrado o por lo menos un poquito.
Bibliografía:
http://www.endesaeduca.com/Endesa_educa/recursos-interactivos/conceptos-basicos/i.-la-energia-y-los-recursos-energeticos
http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Portada
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
http://definicion.de/tabla-periodica/#ixzz3ZEwXmYRK
https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/familias.html
http://html.rincondelvago.com/compuestos-inorganicos_1.html
http://www.formulacionquimica.com/inorganica/
http://www.formulacionquimica.com/ejemplos/
*********************************************************************************************************************************************************
Alcano:
Alquino:
Se utilizan los sgtes prefijos:
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS
MOL DE UNA SUSTANCIA
Reacción química
BALANCEO POR TANTEO
BALANCEO POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Y posteriormente obtendremos la
valencia del azufre. Quede claro que la del hidrógeno y la del oxígeno ya la
tenemos.
http://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Portada
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
http://definicion.de/tabla-periodica/#ixzz3ZEwXmYRK
https://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/familias.html
http://html.rincondelvago.com/compuestos-inorganicos_1.html
http://www.formulacionquimica.com/inorganica/
http://www.formulacionquimica.com/ejemplos/
*********************************************************************************************************************************************************
SEGUNDO PARCIAL
Química Orgánica
La química orgánica es la química
del carbono y de sus compuestos.
C, N, O, H (Carbono, Nitrógeno,
Oxigeno, Hidrogeno).
Los seres vivos estamos formados
por moléculas orgánicas, proteínas, ácidos nucleicos, azúcares y grasas. Todos ellos
son compuestos cuya base principal es el carbono.
Grupos Funcionales
Dentro de los grupos funcionales
tenemos:
Alcohol, Aldeidos, Cetonas, Eter,
Hidroxilos.
Los Hidrocarburos
Los hidrocarburos son compuestos
orgánicos que contienen diferentes combinaciones de carbono e hidrógeno,
presentándose en la naturaleza como gases, líquidos, grasas y, a veces,
sólidos. El petróleo crudo, en cualquiera de sus formas, y el gas natural, que
son una combinación de diferentes hidrocarburos, son sus principales representantes.
Alcano:
Su fórmula es C(n)H2(n)+2
1valencia
Terminación "ano"
100 tipos de alcanos
1 al 4 son gases, 5-19 líquidos,
20 - 100 sólidos.
Alqueno:
Su fórmula es C(n)H2(n)
2 valencia
Terminación "eno/
ileno"
99 tipos de alquenos
Alquino:
Su fórmula es C(n)H2(n)-2
3 Valencia
Terminación "ino"
99 tipos de alquinos
Se utilizan los sgtes prefijos:
1-hen 6-hexa 10-dec (10+)
2-do 7-hepta 20-cos (20+)
3-tri 8-octa 30-cont (30+)
4-tetra 9-nona
5-penta
ALCANOS
C(n)H2(n)+2
C(1)H2(1)+2 ==> CH4 ==>
Metano
C(2)H2(2)+2 ==> C2H6 ==>
Etano
C(3)H2(3)+2 ==> C3H8 ==>
Propano
ALQUENOS
C(n)H2(n)
C(2)H2(2) ==> C2H4==> Eteno
C(3)H2(3) ==> C3H6==>
Propileno
C(6)H2(6) ==> C3H10==>
Hexeno
ALQUINOS
C(n)H2(n)-2
C(100)H2(100)-2 ==> C100H198
==>Centino
C(35)H2(35)-2 ==> C35H68
==>Penta triconteno
C(11)H2(11)-2 ==>
C11H20==>Undecino
UNIDAD #3
MOL Y NÚMERO DE AVOGRADO
Cantidad de sustancia que
contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones,
etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.
Cuando hablamos de un mol,
hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena
sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 1023. Este
número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es
difícil imaginarlo.
Para cualquier elemento:
1 MOL = 6.022 X 1023
ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS
Un mol de un compuesto contiene
el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los
términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han
usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar
es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos. A partir de
la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas
atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier
elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
Ejemplos: Calcule la masa molar
de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio).
K =1 x 39.10 = 39.10
O=1 x 16.00 =16.00
H=1 x 1.01 =1.01 +
56.11 g
Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu=3 x 63.55 =190.65
P=2 x 30.97 =61.04
O=8 x 16 =128 +
379.69
g
MOL DE UNA SUSTANCIA
Un mol de sustancia es la
cantidad de materia que hay en el número de Avogadro de partículas de la misma.
Queremos calcular cuántos moles
de CO2 (dióxido de carbono) hay en 200 gramos de CO2:Los datos que tenemos que
saber son que la masa molecular en gramos del CO2 es 44 gr. Entonces tendremos:
Así podemos decir que 200 gramos
de CO2 son 4,54 moles de CO2.
Si quisiéramos calcularlo a la
inversa sería muy fácil, es decir, si queremos saber cuántos gramos contienen
4,54 moles de CO2 sólo tenemos que intercambiar los factores de conversión:
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada
uno de los elementos presentes en un compuesto.
Masa total del elemento
% A =
------------------------------------
X 100
A masa molar del compuesto
Ejemplo: Calcule la composición
porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni=2 x 58.69=117.38
C=3 x 12.01=36.03
O=9 x 16 =144 +
297.41g
2) Calculamos el porcentaje de cada
elemento.
117.38
% Ni = ------------x 100= 39.47%
297.41
36.03
% C = ------------- x 100= 12.11%
297.41
144
% O = ----------- x 100= 48.42 %
297.41
Una forma de comprobar si es
correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento.
El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro
ejemplo:
39.47 +12.11 +48.42= 100
FORMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La fórmula empírica muestra la
mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es
la fórmula real.
La fórmula molecular muestra el
número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es
la fórmula real. Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no
la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química
orgánica.
Ejemplos:
El propileno es un hidrocarburo
cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su
fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?
PASO 1: Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite
expresar los porcentajes como gramos.
En 100 g de propileno hay
14.3
g de H
85.7
g de C
PASO 2: Convertir los gramos a moles.
14.3 g H(1 mol de H / 1.01 g
H)=14.16 mol H
85.7 g de C(1 mol de C / 12.01 g
C)=7.14 mol C
PASO 3: Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de
ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para
escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros, se deben
multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.
H=14.6 7.14= 2.04
C=7.147.14= 1.0
Los decimales de .0 y .9 se
aproximan al entero más cercano.
REACCIONES QUÍMICAS
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Ecuación Química
Es la representación gráfica o
simbólica de una reacción química que muestra las sustancias, elementos o
compuestos que reaccionan (llamados reactantes o reactivos) y los productos que
se obtienen. La ecuación química también nos muestra la cantidad de sustancias
o elementos que intervienen en la reacción, en sí es la manera de
representarlas.
Reacción química
Es también llamado cambio químico
y se define como todo proceso químico en el cual una o más sustancias sufren
transformaciones químicas. Las sustancias llamas reactantes se combina para
formar productos.
La diferencia entre una ecuación
y una reacción química es simple: En la ecuación es la representación simbólica
lo cual utilizamos letras, símbolos y números para representarla, mientras que
en la reacción química es la forma "practica" de la misma (Cuando se
lleva a cabo).
Los Conceptos anteriores nos ayudan a entender como balancear una ecuación significa
que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el
número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos,
como los que veremos a continuación
Para que un balanceo sea
correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser
igual a la suma de las Masas de los productos"
Veremos 3 tipos de balanceo de
ecuaciones químicas: Balanceo por TANTEO, MATEMATICO O ALGEBRAICO y
OXIDO-REDUCCIÓN (REDOX).
BALANCEO POR TANTEO
Para balancear por este o todos
los demás métodos es necesario conocer la ley de la conservación de la materia,
propuesta por Lavoisier en 1774. Dice lo siguiente
"En una reacción química, la
masa de los reactantes es igual a la masa de los reactivos" por lo tanto
"La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma"
Como todo lleva un orden a seguir,
éste método resulta más fácil si ordenamos a los elementos de la siguiente
manera:
Balancear primero:
Metales y/o no
metales
Oxígenos
Hidrógenos
De esta manera, nos resulta más
fácil, ya que el mayor conflicto que se genera durante el balanceo es causado
principalmente por los oxígenos e hidrógenos.
Balancear por el método de tanteo
consiste en colocar números grandes denominados "Coeficientes" a la
derecha del compuesto o elemento del que se trate. De manera que Tanteando,
logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación química:
Continuamos: ¿Cuántos oxígenos
hay en el primer miembro? Encontramos 4 porque 3 mas 1 es igual a 4 y ¿Cuántos
en el segundo? Encontramos 6 porque el dos (situado a la izquierda del Fe) se
multiplica por el subíndice encontrado a la derecha del paréntesis final y se
multiplica 2*3 = 6. Por lo tanto en el segundo miembro hay 6 oxígenos.
Entonces colocamos un 3 del lado
izquierdo del hidrógeno en el primer miembro para tener 6 oxígenos
Posteriormente, Vamos con los
hidrógenos, en el primer miembro vemos que hay 6 hidrógenos y en el segundo
igualmente 6.
Entonces concluimos de la
siguiente manera:
Por lo tanto, la ecuación está
balanceada.
BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/MATEMÁTICO
Se siguen los siguientes pasos:
Escribir sobre cada molécula una
literal, siguiendo el orden alfabético.
Enlistar verticalmente los átomos
que participan en la reacción.
A la derecha del símbolo de cada
elemento que participa se escribe el número de veces que el elemento se
encentra en cada molécula identificada por letra.
Si de un lado de la reacción un
elemento se encuentra en más de una molécula, se suman y se escribe cuantas
veces está presente en una molécula
Se cambia la flecha por un signo
igual =
Se enlistan las letras que
representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de
uno
Los valores de las letras se
obtienen por operaciones algebraicas
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
Aplicamos el segundo paso:
Ca
C
O
H
Continuamos con el tercer paso:
Ca: (Ca está en "a" del
primer miembro y en "c" en el segundo por lo tanto) a=c
C: (C está 2 veces en
"a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2d
O: (O está en "b" y 2
veces en "c" por lo tanto) b = 2c
H: (H está 2 veces en
"b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b =
2c + 2d
Le asignaremos el valor de
"1" a C
El 1 no se escribe pero si
notamos la literal "b" son dos literales "b" por lo tanto
el valor que se ha Obtenido es el mismo y solo se anota en lugar
correspondiente.
BALANCEO POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Es también denominado
"Redox" y consiste en que un elemento se oxida y (hablar de oxidación
se refiere a que un elemento pierda electrones y su valencia aumente) el otro
se reduce (cuando el elemento gana electrones y su valencia disminuye) para
éste método se siguen los siguientes pasos o reglas:
1. Todos los elementos libres que
no formen compuesto, tendrán valencia cero
2. El hidrógeno tendrá valencia
de +1 excepto en hidruros con -1
3. El oxígeno tendrá valencia de
2- excepto en los peróxidos con -1
4. Los alcalinos tienen en sus
compuestos oxidación +1
5. Los alcalinotérreos tienen en
sus compuestos oxidación +2
6. Los alógenos tienen en sus
compuestos con aluros oxidación -1
7. La suma de los números de
oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los
compuestos
8. Si algún átomo se oxida su
número de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su número de oxidación
disminuye
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
Si vemos la primera regla, esta
nos dice que todos los elementos libres tendrán valencia cero, entonces vemos
la ecuación y localizamos a los elementos libres, en este caso son el fierro y
el hidrógeno, colocamos un cero como valencia.
Continuamos con las demás reglas
y encontramos a los oxígenos e hidrógenos y les asignamos la valencia que les
corresponde, establecidas en las reglas:
Para continuar, obtenemos la
valencia de los elementos que nos sobran, en este caso el azufre y el fierro:
Ubiquémonos en el azufre (S) del
primer miembro en la ecuación
Para obtener la valencia del
azufre, simplemente (pon mucha atención aquí) vamos a multiplicar la valencia
del oxígeno por el número de oxígenos que hay. (En este caso hay 4 oxígenos) y
hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de
oxígenos que hay. Queda de la siguiente manera:
Ya que tenemos los resultados,
ahora verificamos que todo elemento químico es eléctricamente neutro y lo
comprobamos de la siguiente manera:
Tenemos que llegar a cero.
Buscamos cuanto falta de dos para ocho. Entonces encontramos que faltan 6, este
número será colocado con signo positivo +
El 6 que acabamos de obtener es
la valencia del azufre en el primer miembro.
Ubiquémonos en el fierro del
segundo miembro en donde se encuentra el compuesto
Localizamos al fierro. Para
obtener su valencia primero denominamos si es monovalente o divalente etc. Ya
que vimos que es divalente, necesitamos saber la valencia del radical sulfato,
en este caso es:
Para obtener la valencia del
fierro, multiplicamos la valencia del radical (-2) con el subíndice que se
encuentre fuera del mismo
Después lo dividimos entre el
número de fierros que hay en el compuesto (en este caso hay dos fierros)
Queda de la siguiente manera:
2 * 3 = 6 6/2 = 3
El tres que acabamos de obtener
es la valencia del fierro.
Que nos quede claro, ya tenemos
la valencia del fierro que es 3, ya tenemos la valencia del oxígeno que es -2,
ahora nos falta la valencia del azufre (S) lo cual realizaremos algo similar
con lo dicho con anterioridad:
Multiplicamos la valencia del
radical sulfato (-2) con el subíndice (3) y después con el número de oxígenos
que hay dentro del paréntesis (4).
Obtenemos un total de 24. Este
número que resultó se le llama valencia parcial
Después continuamos con el
fierro. Ahora ya que tenemos que la valencia del fierro es 3 entonces multiplicamos
la valencia por el numero de fierros que hay (hay 2)
Y nos da un resultado de 6.
Entonces:
Tenemos 6 y tenemos -24, de 6 a 24 ¿Cuánto falta?
Respuesta: +18
Ahora el 18 lo dividimos entre el
número de azufres que hay: nos da un total de 6 o sea +6.
Y de esta manera ya obtuvimos
todas las valencias del compuesto químico:
Ahora, vamos a verificar cuál
elemento se oxida y cual se reduce, para esto, chequemos las valencias de los
elementos, debemos verificar que en los dos miembros estén iguales.
Si vemos al fierro en el primer
miembro y luego lo vemos en el segundo. Encontramos que sus valencias ya no son
las mismas por tanto el elemento se está oxidando porque aumenta su valencia de
cero a 3
Ahora, si nos fijamos en el
hidrógeno del primer miembro, se está reduciendo con el hidrógeno del segundo
miembro:
Entonces la ecuación queda de la
siguiente manera:
Ahora, para poder completar el
balanceo, (atención) vamos a intercambiar los números que se oxidaron o
redujeron. Esto es el 3 y el 1.
El 3 lo colocaremos en el lugar
del 1 y el 1 en el lugar del 3
Estos números resultantes se
colocan de lado izquierdo de los elementos que se oxidaron o redujeron.
El número 1 (que por lo general
no se escribe) se coloca de lado izquierdo del fierro en los dos miembros.
El número 3 se coloca de lado
izquierdo del hidrógeno en los dos miembros quedando de la siguiente forma:
Entonces de esta manera podemos
deducir que la ecuación está balanceada, pero, no es así, uno de los pasos para
terminarla es: "Una vez obtenidos los números de la ecuación, se
completará con método de tanteo".
Verificamos si así está
balanceada:
1= Fe =2
3= S =3
12= O =12
6= H =6
Con este numero "2" que
acabos de encontrar en el fierro del segundo miembro LA ECUACIÓN NO ESTÁ
BALANCEADA aunque los demás átomos lo estén.
Entonces lo completamos por metodo tanteo
En el primer miembro (Fe) hay 1
átomo, en el segundo 2, entonces colocamos un 2 en el primer miembro y…
finalmente queda balanceada.
Cuarto paso: Transformar las
unidades de temperatura (°C) a Kelvin.
Bibliografía:
ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometria es la ciencia
que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los
elementos químicos que están implicados.
La reacción química es una
modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones:
unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se
conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la materia (masa),
que implica las dos leyes siguientes:
1.- la conservación del número de
átomos de cada elemento químico
2.- la conservación de la carga
total
Las relaciones estequiometrias
entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen
directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la
ecuación (ajustada) de la reacción.
EJEMPLO:
1CaCO3 + 2HCl --- 1CaCl2 + 1CO2 +
1H2O
Debemos sacar la UMA de cada
compuesto
CaCO3= Ca= 40*1= 40
C=12*1=
12
O=16*3= 48
100 g
HCl= H= 1*1 =
1
Cl=35.45*1=
35.45
36.45 g
CaCl2= Ca= 40*1
= 40
Cl= 35.45*2= 70.7
110.7
g
CO2= C=12*1= 12
O=16*2=32
44 g
H2O= H=1*2
=2
O=16*1=16
18g
Entonces una vez obtenido la UMA
de cada elemente de procede a remplazar el compuesto por el resultado en gramos
obtenidos y multiplicar por el coeficiente correspondiente.
1CaCO3 + 2HCl --- 1CaCl2 + 1CO2 +
1H2O
1(100g) + 2(35.45g) ---->
1(110.9g) + 1(44g) +1(18g)
172.9 = 172.9
Como podemos ver se cumple la ley
de conservación de masa.
Ley de proporciones Definidas
Enunciada por Louis Joseph Proust;
esta relación puede ser también obtenida por la masa atómica de los elementos.
Como la masa atómica del hierro es 56 y la del azufre 32. Tenemos la proporción
56:32
Para simplificar, se divide cada
uno de estos números por el máximo divisor común y llegamos al siguiente resultado:
7:4
Ley de proporciones Múltiples
La ley de las proporciones
múltiples fue enunciada por John Dalton, Esta ley indica que cuando dos
elementos A y B, son capaces de combinarse entre sí para formar varios
compuestos distintos, las distintas masas de B que se unen a una cierta masa de
A, están en relación de números enteros y sencillos.
FeO Fe2O3
56:12 56(2):16(3)
7(fijo): 2(varia) 112:48
14:6
7(fijo):3(varia)
Reactivo limitante y reactivo en exceso
La combustión de monóxido de
carbono (CO), produce dióxido de carbono (CO2) de acuerdo a la siguiente
reacción. (P.A.: C=12 , O=16)
2 CO + O2 → 2CO2
Si reaccionan 49 gramos de CO y
40 gramos de O2 . Indicar quien es el reactivo en exceso y el reactivo
limitante; además indicar que cantidad de reactivo en exceso existe.
CANTIDAD DE RENDIMIENTO PORCENTUAL
El rendimiento porcentual es la
cantidad de producto obtenida como resultado de una reacción química. El
rendimiento teórico es la cantidad máxima del producto que puede generarse en
una reacción perfectamente eficiente, pero en realidad, la mayoría de las
reacciones no son perfectamente eficientes, puesto que el rendimiento real de
la reacción es generalmente menor que el rendimiento teórico. Para expresar la
eficiencia de una reacción, es necesario calcular el rendimiento porcentual
mediante esta fórmula: rendimiento porcentual = (rendimiento real/rendimiento
teórico) x 100.
Pasos para calcular la cantidad
de rendimiento porcentual:
1. Balancear la reacción
2. Convertir a moles todas las
cantidades
3. Determinar el reactivo
limitante
4. Calcular el rendimiento
teórico
5. Identificar el rendimiento
experimental
6. Calcular el porcentaje de
rendimiento
Ejemplo:
Se tienen 3.0g de H2 y 32.0g de
O2, si se planea obtener agua quemando el hidrógeno, cuánto H2O deberíamos
obtener? (rendimiento teórico). Si se obtuvieron 26.3 g de H2O, cual fue su
porcentaje de rendimiento?
Antes que nada anotamos la
ecuación balanceada de la combustión del hidrógeno, que viene implícita en el
problema.
H2 + (1/2)O2 ----> H2O
Por cada mol de H2 (2.0g) se necesita
medio mol de O2 (16g) y obtener 18.0g de H2O.
Con los reactivos se tendrían 1.5
moles de H2 y 2 medios moles de O2, por lo que el reactivo limitante será H2.
Si se sabe que por cada mol de H2
se obtendrá un mol de H2O, y este (el hidrógeno) es el reactivo limitante al
finalizar obtendremos 1.5 moles de H2O que son (18.0g x 1.5 = 27.0g) 27.0g
(rendimiento teórico).
Si se obtuvieron 26.3g de H2O en
la práctica, el porcentaje de rendimiento será:
(26.3g/27.0g)x100% = 97.4% de
rendimiento.
PORCENTAJE DE PUREZA
Las sustancias y reactivos
químicos producidos por la industria química pueden contener una cierta
cantidad de impurezas, tales como metales pesados, inertes y otros. Cuando se realizan cálculos estequiométricos
es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos reactivos.
Se denomina pureza al porcentaje
efectivo de reactivo puro en la masa total.
La cantidad sustancia pura (SP)
de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente manera:
SP = (SI x %Pureza)/100
UNIDAD 4
LEYES DE LOS GASES
Ley de Boyle-Mariotte
Es una de las leyes de los gases
ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas
mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente
proporcional a la presión:
PV=K
Donde K es constante si la temperatura y la masa del
gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el
volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El
valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso
de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo
constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
P1V1=P2V2
Donde:
P1= presión inicial
V1=Volumen inicial
P2=Presión final
V2=Volumen final
Ejemplo:
4.0 L de un gas están a 600.0
mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta
800.0 mmHg?
Solución: Sustituimos los valores
en la ecuación P1V1 = P2V2.
(600.0 mmHg) (4.0 L) =(800.0
mmHg) (V2)
Si despejas V2 obtendrás un valor
para el nuevo volumen de 3L.
Ley de Jacques Charles
Cuando aumentamos la temperatura
del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en
alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques
por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un
instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen
(el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la
exterior).
Lo que Charles descubrió es que
si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el
volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.
Matemáticamente podemos
expresarlo así:
V
----- = K
T
(El cociente entre el volumen y
la temperatura es constante)
Supongamos que tenemos un cierto
volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del
experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la
temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:
V1
V2
----- = ------
T1
T2
Que es otra manera de expresar la
ley de Charles.
Donde:
V1= Velocidad inicial
T1=Temperatura inicial
V2=Volumen Final
T2=Temperatura Final
Ejemplo:
Un gas tiene un volumen de 2.5 L
a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C?
Recuerda que en estos ejercicios
siempre hay que usar la escala Kelvin.
Solución: Primero expresamos la
temperatura en kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
T2 = (10 + 273) K= 283 K
Ahora sustituimos los datos en la
ecuación:
2.5L V2
----- =
-----
298 K 283 K
Si despejas V2 obtendrás un valor
para el nuevo volumen de 2.37 L.
Ley de Gay Lussac
Relaciona el volumen y la
temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión
constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley,
Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al
aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la
temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura
está directamente relacionada con la energía cinética (debida al movimiento) de
las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada,
a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.
Se expresa por la fórmula:
V
------= K
T
Donde:
V =es el volumen
T =es la temperatura absoluta (es
decir, medida en Kelvin)
k =es la constante de
proporcionalidad.
Además puede expresarse como:
V1
V2
----- = ------
T1
T2
Donde:
B1=Volumen inicial
T1=Temperatura inicial
V2=Volumen final
T2=Temperatura final
Ejemplo:
Cierto volumen de un gas se
encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué
temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?
Solución: Primero expresamos la
temperatura en kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
Ahora sustituimos los datos en la
ecuación:
970 mmHg 760 mmHg
------------ =
------------
298 K T2
Si despejas T2 obtendrás que la
nueva temperatura deberá ser 233.5 K o lo que es lo mismo -39.5 °C.
Ley Combinada
Esta ley establece como enunciado:
"El volumen ocupado por una
masa gaseosa, es inversamente proporcional a las presiones y directamente
proporcional a las temperaturas absolutas que soportan"
De acuerdo con el enunciado, se
puede establecer la siguiente expresión matemática:
V1 . P1 = V2 . P2
--------- ----------
T1 T2
En donde:
V= Volumen
P= Presión
T= Temperatura
Ejemplo:
Una masa gaseosa ocupa u volumen
de 2,5 litros a 12 °C y 2 atm de presión. ¿Cuál es el volumen del gas si la
temperatura aumenta a 38°C y la presión se incrementa hasta 2,5 atm?
Primer paso: identificar los
datos que brinda el enunciado.
V1= 2,5 L
T1= 12 °C
P1= 2 atm
T2= 38 °C
P2= 2,5 atm
Segundo paso: Conocer la
incognita.
V2= ?
Tercer paso: Despejar V2 de la
expresión V1 . P1 = V2 . P2 , quedando así:
-------
--------
T1
T2
V2= V1 . P1 . T2
---------------
T1 . P2
T1: K= °C + 273 T2: K= °C
+ 273
K= 12 + 273= 285 K K= 38 + 273= 311
K
Quinto Paso: Sustituir los datos
en la expresión y efectuar los calculos matemáticos.
V2= 2,5 L . 2 atm . 311 K
----------------------
285 K . 2,5 atm
Se cancelan las unidades de
presión y temperatura (atm y K), se obtiene el resultado.
V2= 2,18 L
Ecuación General
P.V=n.R.T
Donde
P= Presion
V=Volumen
n=Numero de moles ======> Pa = (Peso en gramos del gas)
----------------------------------
Ma (Peso molecular del gas)
R=Constante =====> La constante universal de los gases
se calcula tomando en cuenta las condiciones normales de un gas, esto es: un
mol, 1 atm, 22,4 litros y 273 K. Por lo
tanto si en la fórmula general despejamos R, tendremos:
R = P x V = 1 atm x 22,4 litros =
0.082 at – li
------- ----------------------- -------------
N x T 1 mol x 273 K mol -K
T=Temperatura
Ley de Dalton
Esta ley establece como
enunciado:
"La presión total de una
mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que ejercen los gases de
forma independiente"
De acuerdo con el enunciado de
ésta ley, se puede deducir la siguiente expresión matemática:
Ptotal= P1 + P2 + P3 + ....
En donde: P1, P2, P3, ... = Se
refiere a las presiones parciales de cada gas.
Ejemplo:
Una muestra de aire solo contiene
nitrógeno y oxígeno gaseoso, cuyas presiones parciales son 0,80 atmósfera y
0,20 atmósfera, respectivamente. Calcula la presión total del aire.
· Primer paso: Identificar los datos
que brinda el enunciado.
P(N)= 0,80 atm
P(O)= 0,20 atm
· Segundo paso: Conocer la
incognita o interrogante.
Ptotal= ?
· Tercer paso: Sustituir los
datos en la expresión matemática y efectuar el calculo.
Pt= P(N) + P(O)
Pt= 0,80 atm + 0,20 atm
Pt= 1 atm
SOLUCIÓN
Una solución es una mezcla
homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y
esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en
comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.
Clasificación de las soluciones:
Solución diluida o insaturada: Es aquella en la que existe mucho
menos soluto y mucho más solvente.
Solución saturada: Es aquella que contiene la máxima cantidad de
soluto que el solvente puede diluir o deshacer, por lo tanto, cualquier
cantidad de soluto que se añada no se disolverá; la solución sigue teniendo
menos soluto y más solvente.
Solución sobre-saturada: Las cantidades extras de soluto agregadas
a la solución saturada ya no se disuelven, por lo que se dirigen hacia el fondo
del recipiente (precipitado). Hay exceso de soluto, pero siempre hay más
solvente.
Solución concentrada: Es aquella cuya cantidad de soluto es mayor
que la del solvente.
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES
La concentración de las
soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de
solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan
concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las
soluciones se usan sistemas como los siguientes:
Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada
100 unidades de peso de la solución.
Ejemplo:
¿Cuál es la concentración de la
sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) en una solución formada por 50 gramos de
agua (solvente) y 5 gramos de esta sal (soluto) ?
La sal de mesa representa al
soluto y el agua al solvente; cuando ambas cantidades se suman, luego resulta
la masa de la solución (agua salada).
Primer paso. Reunir los valores
numéricos.
- Masa del soluto = 5 gramos.
- Masa del solvente = 45 gramos.
- Masa de la solución = 50
gramos.
Segundo paso. Aplicar la
expresión o formula física de % de peso sobre peso (% p/p).
Respuesta= La concentración de la
sal de cocina en la solución de agua salada es de 10%; esto significa que la
solución está formada por 90 partes de solvente (agua) y 10 partes de soluto
(sal de cocina), o bien, que existen 10 gramos de sal por cada 100 gramos de solución.
Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de
soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
Ejemplo:
¿Cuál es la concentración de
alcohol en una solución formada por 45 mililitros de agua (solvente) y 5 ml de
alcohol (soluto) ?
El alcohol representa al soluto,
el que ha sido disuelto en agua (solvente), formándose así la solución de agua
alcoholizada.
Primer paso. Reunir los valores
numéricos.
- Volumen del soluto = 5 ml de
alcohol
- Volumen del solvente = 45 ml de
agua
- Volumen de la solución = 50 ml
de agua alcoholizada.
Segundo paso. Aplicar la
expresión física de % de volumen sobre volumen (% V/V).
Respuesta= La concentración del
alcohol en la solución es de 10 %, esto es, que por cada 100 partes de solución
existen 10 partes de alcohol.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de
soluto que hay en cada 100 ml de solución.
Ejemplo:
¿Cuál es la concentración, o
porcentaje de peso sobre volumen (%P/V) , de 30 gramos de sal de mesa en una
solución de 150 mililitros de agua salada?
Observe que la masa del soluto
(sal) esta expresada en gramos y que la solución (agua salada) esta expresada
en unidades de volumen, o sea mililitros.
Primer paso. Reunir los valores
numéricos.
- Masa del soluto (sal) = 30
gramos.
- Volumen de la solución (agua
salada) = 150 ml.
Segundo paso. Aplicar la
expresión o formula física de % de peso sobre volumen (% P/V).
Respuesta= La concentración de la
sal de cocina en la solución de agua salada es de 20%; esto significa que por
cada 100 partes de solución hay 20 partes de sal.
d) Molaridad
La molaridad se refiere al número
de moles de soluto que están presentes por litro de solución. Por ejemplo, si una solución tiene una
concentración molar de 2.5M, sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro
de solución. Es importante notar que el
volumen de solvente no es tomado en cuenta sino el volumen final de la
solución.
Molaridad = moles de soluto /
litros de solución
M = mol soluto / L solución.
Ejemplo:
Calcule la molaridad de una
solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 0.75L de solución.
Solución:
Primero se debe calcular el
número de moles de soluto, dividiendo los gramos de soluto por la masa molar
del soluto.
Moles Soluto = gramos soluto /
masa molar soluto
Moles NaCl = 32g
NaCl / 58.4g NaCl = 0.55 mol NaCl
Ahora, sustituyendo la fórmula M
= mol soluto / L solución:
M NaCl = 0.55 mol NaCl / 0.75 L
solución = 0.73 M
La concentración de la solución
de cloruro de sodio es 0.73 M.
Molalidad
Otra unidad de concentración
comúnmente utilizada es la molalidad, la cual expresa el número de moles de
soluto por kilogramos de solvente utilizados en la preparación de la
solución. Si una solución tiene una
concentración de 1.5 m, sabemos que contiene 1.5 moles de soluto por cada
kilogramo de solvente. En esta unidad,
no es importante la cantidad final de solución que se obtiene.
Molalidad = moles de soluto /
kilogramos de solvente
m = mol soluto / kg
solvente
Ejemplo:
Calcule la concentración molal de
una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 10. Kilogramos de
solvente.
Solución:
En el ejemplo anterior se calculo
que 32g de NaCl equivale a 0.55 moles de soluto. Sustituimos la ecuación para molalidad, así:
m = 0.55 mol NaCl / 10. kg
solvente = 0.055 m
La concentración de la solución
de NaCl es de 0.055 m.
Normalidad
La normalidad es una medida de
concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por litro de solución. La definición de equivalentes de soluto
depende del tipo de reacción que ocurre.
Para reacciones entre ácidos y bases, el equivalente es la masa de ácido
o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno).
Normalidad = equivalentes gramo
de soluto / litros de solución
N = equivalentes g soluto / L
solución
Ejemplo:
Calcule la concentración normal
de una solución que contiene 3.75 moles de ácido sulfúrico por litro de
solución.
Solución:
Como cada mol de ácido sulfúrico
es capaz de donar dos moles de protones o iones hidrógeno, un mol de ácido es
igual a 2 equivalentes de soluto. Puesto
que hay 3.75 moles de soluto en la solución, hay 3.72 x 2 ó 7.50 equivalentes
de soluto. Como el volumen de solución
es de 1 L, la normalidad de la solución es 7.50 N.
Otras unidades de concentración
La concentración de una solución
también puede expresarse de las siguientes maneras:
Fracción Molar
Es una unidad química usada para
expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en
que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de
solución.
Se representa con la letra X, no
tiene unidades
XSoluto = # moles de soluto i XSolvente= #moles de solvente
----------------------------------
-----------------------------------
# Total de moles de la
solución #Total de moles de la solución
Al sumar los resultados debe dar 1
Bibliografía:
http://www.quimicaorganica.net/
http://www.cricyt.edu.ar/enciclopedia/terminos/Hidrocarb.htm
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T7.cfm
http://www.librosvivos.net/smtc/pagporformulario.asp?idIdioma=ES&TemaClave=1181&pagina=6&est=3
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html
http://aprendequimica.blogspot.com/2010/10/ley-de-las-proporciones-multiples-o.html
http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1168
/html/3_reactivos_limitante_y_en_exceso.html
http://www.fullquimica.com/2014/02/reactivo-en-exceso-y-reactivo-limitante.html
http://www.amschool.edu.sv/paes/science/concentracion.htm
http://www.monografias.com/trabajos97/soluciones-quimicas/soluciones-quimicas.shtml
