Universidad Mesoamericana Quetzaltenango Facultad de MedicinaQuímica OrgánicaIng. Edna Loarca

Karla Rubí Cardona SontayCarné 201016091

Sección “D”

INTRODUCCIÓNEl texto paralelo es un trabajo en donde se hace un

resumen de cada tema específico, anotando en ella lo más importante.

El contenido del texto se trata de los capítulos visto en clases, donde se da a conocer una breve explicación de

cada uno de ellos. De los cuales todos son muy importantes.

Cada uno de los capítulos está dividido por varios temas en la cual cada uno de ellos tiene un breve resumen, y

ejemplos o diagramas donde el tema lo amerité.

OBJETIVO GENERAL

1. Hacer un breve resumen sobre cada uno de los temas.

2. Investigar a fondo cada uno de los temas, para poder comprenderlo mejor.

3. Poner ejemplos o cuadros sinópticos para poder comprender el tema.

4.Aprender más sobre cada tema y ponerlo en práctica.

5.Entender cada tema por ejemplo: ¿qué es materia? ¿Qué es energía? Etc.

Introducción

1. Materia y energía:Materia:

Se define como aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.Energía:

Se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor.

2. Estados de la materia.La materia puede clasificarse en los siguientes estados: sólido, líquido,

gaseoso y plasma. En un sólido, las moléculas están muy juntas en un ordenamiento regular. En un líquido, las moléculas también están muy juntas, pero se encuentran distribuidas al azar debido a que pueden fluir entre ellas. En un gas, las moléculas están muy separadas.

3. Propiedades físicas y químicas.La materia se clasifica en propiedades físicas y químicas.Las propiedades químicas:

Son aquellas en que la materia cambia de composición.Las propiedades físicas:

Pueden observarse sin que haya cambio alguno de composición.

4. Cambios físicos y químicos.Cambio físico:

Es cuando hay un cambio en la sustancia y este no altera la composición química de la sustancia.Cambio químico:

Es cuando se altera la composición de las sustancias en un cambio.

5. Mezclas, sustancias, compuestos y elementos.Mezclas:

Es la combinación física de dos o más sustancias en proporciones que pueden variar.Sustancias:

Es aquella materia que se forma de una sola clase de elemento o compuesto.Compuestos:

Es una sustancia que está compuesta por 2 o más elementos, que se combinan químicamente en una proporción definida y constante.Elementos:

Es una sustancia que está compuesta de una sola clase de átomos.

6. Unidades de medida.Masa:

Es la medida de la cantidad de materia que contiene un cuerpo.Peso:

Es una medida de la atracción gravitacional de la tierra por el cuerpo y la cual varía con la distancia al centro de la misma.Longitud:

Magnitud física que expresa la distancia entre dos puntos. Su unidad en el Sistema Internacional es el metro. Volumen:

Magnitud física que expresa la extensión de un cuerpo en tres dimensiones: largo, ancho y alto. Su unidad en el Sistema Internacional es el metro cúbico (m3).

7. Mediciones en química.Las mediciones que hacen los químicos frecuentemente se utilizan a

menudo en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas. Existen diferentes instrumentos que permiten medir las propiedades de una sustancia; con la cinta métrica se miden longitudes, mientras que con la bureta, y el matraz volumétrico se miden volúmenes. Con la balanza se mide la masa, y con el termómetro la temperatura. Estos instrumentos permiten hacer mediciones de propiedades macroscópicas, es decir, que pueden ser determinadas directamente.

8. Análisis dimensional.Es una potente herramienta que permite simplificar el estudio de

cualquier fenómeno en el que estén involucradas muchas magnitudes físicas en forma de variables independientes.

9. Densidad absoluta y relativa.Densidad absoluta:

La densidad absoluta (también llamada densidad real) expresa la masa por unidad de volumen. Cuando no se hace ninguna aclaración al respecto, el término densidad suele entenderse en el sentido de densidad absoluta:

Densidad relativa: La densidad relativa o aparente expresa la relación entre la densidad

de una sustancia y la densidad del agua, resultando una magnitud adimensional. Por definición, en el sistema métrico decimal la densidad del agua es la unidad, resultando un valor de 1 kg/L —a las condiciones de 1 atm y 4 ºC— equivalente a 1000 kg/m³.

10. Calor y temperatura.El calor: Es una forma de energía que siempre fluye de manera espontánea de un cuerpo más caliente a un cuerpo más frío – nunca fluye en dirección inversa.La temperatura:

Mide la intensidad del calor, “lo caliente” o “lo frio” de un cuerpo.

11. Transferencia de calor y medición de calor (Calor específico).El calor específico:

Es la energía necesaria para elevar 1 ºC la temperatura de un gramo de materia o sustancia.Transferencia de calor:

El calor puede ser transmitido de tres formas distintas: por conducción, por convección o por radiación.

Conducción térmica:Es el proceso que se produce por contacto térmico entre dos ó más cuerpos, debido al contacto

directo entre las partículas individuales de los cuerpos que están a diferentes temperaturas, lo que produce que las partículas lleguen al equilibrio térmico. Ej: cuchara metálica en la taza de té.Convección térmica:

Solo se produce en fluidos (líquidos o gases), ya que implica movimiento de volúmenes de fluido de regiones que están a una temperatura, a regiones que están a otra temperatura. El transporte de calor está inseparablemente ligado al movimiento del propio medio. Ej.: los calefactores dentro de la casa.Radiación térmica:

Es el proceso por el cual se transmite a través de ondas electromagnéticas. Implica doble transformación de la energía para llegar al cuerpo al que se va a propagar: primero de energía térmica a radiante y luego viceversa. Ej.: La energía solar.

Objetivos1.Entender y comprender los términos de cada

uno de los temas.2.Aprender las unidades básicas y las unidades

derivadas más comunes utilizadas en el sistema Internacional de Unidades.

3.Aprender hacer las conversiones que se realizan en los temas que lo ameritan.

4.Aprender a realizar los cálculos del calor específico, densidad, etc.

Materia y Energía

Introducción

¿Qué es la materia?Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

¿Qué es energía?Energía es toda la capacidad de realizar un trabajo y transferir calor.

¿Qué establece la ley de la conservación de la materia y la energía?Establece que la materia y la energía no se pueden crear ni destruir

sino solo transformarse.

Einstein fue un físico que formuló esta ecuación (E=mc2) en 1905. Esta ecuación nos dice que la cantidad de energía que se desprende cuando la materia se convierte en energía es el producto de la masa de materia transformada y la velocidad de la luz al cuadrado.

Objetivo Especifico

1. Poder comprender el concepto de materia y energía.2. Conocer las leyes de la conservación de la materia y la energía3. Conocer más sobre materia y energía; por ejemplo: Estados, cambios y propiedades de la materia. Formas, clasificación y fuentes de energía.

Conceptos Básicos

Materia Es todo lo que tiene masa y ocupa espacio. Masa es una medida de la cantidad de materia de

una muestra de cualquier material. Cuánto más masivo es un objeto, tanto más fuerza se necesita para ponerlo en movimiento. Todos los cuerpos se componen de materia.

La materia que forma todos los cuerpos de la naturaleza no es inalterable, sino que cambia con el tiempo, aunque a veces no podamos apreciar los cambios que están sucediendo, hasta que no transcurre un largo periodo. Además, los cambios en la materia pueden ser de estos dos tipos: físicos y químicos.

La Energía Se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor.

Conocemos muchas formas de energía, entre ellas: la mecánica, luminosa, eléctrica y calorífica. La energía puede clasificarse en dos tipos principales: energía cinética y energía potencial.

Energía cinética: Es la cual representa la capacidad para realizar trabajo de modo

directo.

La energía potencial: Es la que posee un objeto debido a su posición, condición o

composición. (Fundamentos de la química-Whitten Davis).

Fuentes de energía:Las fuentes de energía son aquellos materiales o fenómenos de la

naturaleza capaces de suministrar energía en una cualquiera de sus formas. También se les llama recursos energéticos.Hay de dos tipos, las fuentes renovables y las no renovables.

Fuentes renovables Si al usarlas no se agotan; como la luz del Sol, el viento, las corrientes

de los ríos o las mareas de los mares.

Fuentes no renovables Si se agotan cuando las usamos; como el petróleo, el carbón o el gas

natural. (mi primera Encarta 2009)

Ley de la conservación de la Materia y la Energía.

Ley de la conservación de la materia: Establece que la materia no se crea ni se destruye sino solo se

transforma.

Ley de la conservación de la energía: Establece que la energía no se puede crear ni destruir sino solo

transformarse.

De una clase de materia puede transformarse en otra clase de materia. De una clase de energía puede transformarse a otra clase de energía. Luego la materia puede transformarse en energía y viceversa. Hoy en día se sabe gracias al físico estadunidense-alemán Albert Einstein que la materia puede convertirse en energía según la siguiente ecuación: E=mc2. (Química elemental-Eduardo Mazariegos).

Para ser aun más correctos, debemos combinar la ley de la conservación de la masa y la ley de la conservación de la energía y establecer que el total de masa y energía no es creada ni tampoco destruida pero si puede ser transformada. (Fundamentos de química-Fred H. Redmore)

Cuerpo o Desarrollo

La materia es todo lo que tiene masa(es una medida de la cantidad de materia de una muestra de cualquier material) y ocupa un lugar en el espacio. Consta de cuatro estados que son: solido, liquido, gaseoso y plasma. Tiene propiedades que varían de unos cuerpos a otros, además sufren cambios físicos y químicos.

La ley de conservación de la materia establece que la materia no se crea ni se destruye sino solo se transforma.

La energía es la capacidad de realizar un trabajo o transferir calor, existen diferentes formas de energía: la mecánica, potencial, cinética, calorífica y otros. La energía tiene dos tipos de fuentes: fuente renovable y no renovable.

La ley de conservación de la energía establece que la energía no se puede crear ni destruir sino solo se transforma. Einstein estableció una ecuación en donde la materia puede convertirse en energía.

Liquido

ESTADOS Gaseoso DE LA Sólido MATERIA Plasma

MATERIA: Es todo lo que tiene masa PROPIEDADES Físico

y ocupa un lugar en el DE LA MATERIA Química espacio.

CAMBIOS DE Físico

LA MATERIA Químico

MATERIA YENERGÍA Mecánica

FORMAS DE Luminosa

ENERGIA Eléctrica Calorífica

ENERGÍA: Es la capacidad de CLASIFICACION Cinética

realizar un trabajo y DE LA ENERGIA Potencial transferencia de calor.

FUENTE DE Renovable ENERGIA No renovable

Conclusión Específico

La materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La energía es la capacidad de realizar un trabajo y transferir calor.La ley de la conservación de la materia y la energía establece que ambas no se pueden crear ni destruir sino solo transformarse. Se sabe que la materia puede convertirse en energía por medio de la siguiente ecuación que formuló Einstein:

E=mc2

Estados de la Materia

Introducción

La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio. La materia puede clasificarse en los estados las cuales son: Liquido, Sólido, Gaseoso y Plasma.

Liquido: las partículas individuales se encuentran confinadas a un volumen dado.

Sólido: las sustancias son rígidas y tienen forma definida y el volumen de los sólidos no cambia mucho.

Gaseoso: consiste principalmente de espacio vacío y con esto queremos decir que sus partículas individuales están muy separadas.

El plasma, un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos.

Objetivos Específico

1. Poder conocer cuáles son los estados en que se clasifica la materia.2. Y poder conocer como se encuentran las partículas en los diferentes

estados de la materia.

Conceptos Básicos

Estados de la materia, las formas que puede tomar la materia: sólido, líquido, gaseoso y plasma. El plasma, un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, se considera a veces un cuarto estado de la materia. Los sólidos se caracterizan por su resistencia a cualquier cambio de forma, resistencia que se debe a la fuerte atracción entre las moléculas que los

constituyen. En estado líquido, la materia cede a las fuerzas tendentes a cambiar su forma porque sus moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras. Los líquidos, sin embargo, presentan una atracción molecular suficiente para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar su volumen. Los gases, en los que las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente, no ofrecen ninguna resistencia a los cambios de forma y muy poca a los cambios de volumen. Como resultado, un gas no confinado tiende a difundirse indefinidamente, aumentando su volumen y disminuyendo su densidad.

La mayoría de las sustancias son sólidas a temperaturas bajas, líquidas a temperaturas medias y gaseosas a temperaturas altas, pero los estados no siempre están claramente diferenciados. La temperatura en la que una sustancia pasa del estado sólido al líquido se denomina punto de fusión, y la temperatura a la que pasa del estado líquido al gaseoso punto de ebullición. El rango de temperaturas de los puntos de fusión y ebullición es muy amplio. El helio permanece en estado gaseoso por encima de -269 ºC y el wolframio, hasta aproximadamente 3.370 ºC, es un sólido. (Mi primera Encarta 2009).

La materia está compuesta por átomos, o grupos de átomos denominados moléculas. La disposición de las partículas en un material depende del estado físico de la sustancia. En un sólido, las partículas forman una estructura compacta que se resiste a fluir. Las partículas de un líquido tienen más energía que las de un sólido. Pueden fluir, pero siguen estando cerca unas de otras. Las partículas de un gas son las que más energía tienen. Se mueven a gran velocidad y están separadas entre sí por distancias relativamente grandes.

(Enciclopedia Encarta 2009).

Cuerpo o Desarrollo

La materia se clasifica en tres estados: Sólido, Líquido y Gaseoso.Sólido: las sustancias son rígidas y tienen forma definida.Líquido: fluye y toma la forma del recipiente que lo contiene debido a que sus moléculas están orientadas al azar.Gaseoso: sus partículas individuales están muy separadas.También se considera el Plasma como el cuarto estado de la materia. El Plasma es un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas, con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos.

Estados de la Materia

Propiedad Sólido Líquido Gaseoso_______________Rigidez Rígido Fluye y toma la forma Llena por completo cualquier del recipiente. recipiente.

Expansión por Ligera Ligera Se expande infinitamente.Calentamiento

Compresibilidad Ligera Ligera Se comprime con facilidad.

Conclusión Específico

Las partículas que constituyen los sólidos están próximas y fuertemente unidas entre sí; las de los líquidos, ni están tan próximas ni tan fuertemente unidas, y las que constituyen los gases están muy separadas y se mueven libremente a gran velocidad.

Propiedades Física y Química de la Materia

Introducción

Las propiedades químicas son aquellas en que la materia cambia de composición y las propiedades físicas son aquellas que pueden observarse sin que haya cambio alguno de composición.

Las propiedades de la materia pueden clasificarse de otras maneras según se dependen o no de la cantidad de sustancia presente, estas reciben el nombre de Propiedades Extensivas.

Objetivos

1. Definir las propiedades físicas de la materia y de las propiedades químicas de la materia.

2. Conocer la diferencia entre las propiedades físicas y químicas.3. Dar a conocer ejemplos de las propiedades físicas y químicas.

Conceptos Básicos

Propiedades físicas: son aquellas propiedades que pueden ser observadas sin cambiar la composición de la sustancia. Estas propiedades incluyen color, olor, solubilidad, densidad, calor especifico, punto de fusión y punto de ebullición.

Propiedades Químicas: puede ser solamente observada cuando la sustancia pasa por cambios de composición. (Fundamentos de química- Fred H. Redmore).

Propiedades Químicas: aquellas en que la materia cambia de composición.

Las propiedades físicas: que pueden observase sin que haya cambio alguno de composición, algunas de estas sustancias depende de las condiciones, como temperatura y presión, en las que miden. Por ejemplo: el agua es un sólido (hielo) a baja temperatura, pero es un líquido a temperatura alta y a temperatura más alta es un gas (vapor). Aunque el agua cambie su estado físico, su composición es constante, no cambia. Sus propiedades químicas cambian muy poco. Por otra parte, las propiedades físicas del hielo, agua líquida y vapor son distintas.

Las propiedades de la materia pueden clasificarse de otras maneras según si dependen o no de la cantidad de sustancias presente. Estas propiedades que dependen de la cantidad de materia reciben el nombre de Propiedades Extensivas. Y las propiedades que son independientes de la cantidad de materia, se les da el nombre de Propiedades Intensivas. Todas las propiedades químicas son Intensivas. (Fundamentos de la química- Witten Davis).

Propiedades físicas y químicas de la materia.La sustancias en el mundo, tal y como lo conocemos, se caracterizan

por sus propiedades físicas o químicas, es decir, cómo reaccionan a los cambios sobre ellas.

Las propiedades físicas son aquellas que se pueden medir, sin que se afecte la composición o identidad de la sustancia. Podemos poner como ejemplo, el punto de fusión (ejemplo del agua).

También existen las propiedades Químicas, las cuales se observan cuando una sustancia sufre un cambio químico, es decir, en su estructura interna, transformándose en otra sustancia, dichos cambios químicos, son generalmente irreversibles. (Ejemplo formación de agua, huevo cocido, madera quemada). (Apuntes de Química Básica. Henry A. Lambis Miranda I. Q. Fundación Instituto Tecnológico Comfenalco).

Cuerpo o Desarrollo

Las propiedades de la materia se clasifican en: físicas y químicas. Las propiedades físicas son aquellas que pueden observarse y no

cambian la composición de la sustancia, estas incluyen color, olor, punto de fusión y ebullición.

Las propiedades químicas pueden ser solamente observadas cuando la sustancia pasa por cambios de composición.

Conclusión

Las propiedades de la materia se clasifica en físico y químico, el físico es observable y la composición de la sustancia no cambia, en cambio las propiedades química cambia la composición de la sustancia.

PROPIEDADES FISICAS Y

QUIMICAS DE LA MATERIA

PROPIEDADES FISICAS Y

QUIMICAS DE LA MATERIA

PROPIEDADES FISICASSon aquellas

propiedades que pueden ser observadas sin cambiar la composición de la sustancia.

PROPIEDADES FISICASSon aquellas

propiedades que pueden ser observadas sin cambiar la composición de la sustancia.

PROPIEDADES QUIMICASSon aquellas que cambia de

composición. Estas propiedades de las sustancias tienen relación con el tipo de cambios químicos que experimentan dichas sustancias.

PROPIEDADES QUIMICASSon aquellas que cambia de

composición. Estas propiedades de las sustancias tienen relación con el tipo de cambios químicos que experimentan dichas sustancias.

Por ejemplo: el agua es un sólido (hielo) a baja temperatura, pero es un líquido a temperatura alta y a temperatura más alta es un gas (vapor). Aunque el agua cambie su estado físico, su composición es constante no cambia.

Por ejemplo: el agua es un sólido (hielo) a baja temperatura, pero es un líquido a temperatura alta y a temperatura más alta es un gas (vapor). Aunque el agua cambie su estado físico, su composición es constante no cambia.

Por ejemplo: describimos la combinación de magnesio metalico con oxigeno gaseoso para formar oxido de magnesio, un polvo blanco. Una propiedad química del magnesio es que puede combinarse con el oxigeno, liberando energía en el proceso. Una propiedad química del oxigeno es que se combina con el magnesio.

Por ejemplo: describimos la combinación de magnesio metalico con oxigeno gaseoso para formar oxido de magnesio, un polvo blanco. Una propiedad química del magnesio es que puede combinarse con el oxigeno, liberando energía en el proceso. Una propiedad química del oxigeno es que se combina con el magnesio.

Cambios Físicos y Químicos de la Materia.

Introducción

Todo cambio que sufre una sustancia lo podemos clasificar como cambios físicos o químicos.

Los cambios físicos: ocurre sin cambios en la composición química. Puede sugerir que también está ocurriendo un cambio químico.

Los cambios químicos: los elementos pasan por cambios químicos para formar nuevas sustancias (el compuesto).

Objetivos

1. Definir lo que son los cambios físicos y químicos.2. Diferenciar los cambios físicos y químicos.3. Dar ejemplos de cada cambio de la materia para poder comprender

mejor.

Conceptos Básicos

Cambios Físicos: es cuando el cambio de la sustancia altera la forma pero no la composición de la sustancia. Por ejemplo: cuando el agua sólida (hielo) se calienta, cambia primero a agua líquida y finalmente a vapor. No hay ningún cambio en la composición de la sustancia (H2O), solamente en la forma en la cual existe.

Cambios Químicos: una propiedad química puede ser solamente observada cuando la sustancia pasa por cambios de composición---esto es la sustancia sufre un cambio químico. Por ejemplo: cuando se forma un compuesto entre 2 o más elementos, los elementos pasan por cambios químicos para formar nuevas sustancias (el compuesto). (Fundamentos de química-Fred. H. Redmore).

Cuando hay un cambio en la sustancia y este no altera la composición química de la sustancia se llama: Cambio Físico.

Cuando se altera la composición de las sustancias en un cambio se llama: Cambio Químico. (Química Elemental-Eduardo Mazariegos).

Cambio Físico ocurre sin cambios en la composición química. Un cambio químico pude sugerir que también está ocurriendo un cambio químico; por ejemplo, un cambio de color, un calentamiento o la formación de un sólido cuando se mezclan dos soluciones podrían indicar un cambio químico. Cuando ocurren cambios químicos o físicos siempre hay absorción o desprendimiento de energía. (Fundamentos de Química-Witten Davis).

Cuerpo o Desarrollo

Los cambios de la materia se clasifican en Físicos Y Químicos. En los Cambios Físicos no altera la composición química de la sustancia mientras que en los Cambios químicos si altera la composición de las sustancias.

CAMBIOS FISICOS Y

QUIMICOS DE LA MATERIA

CAMBIOS FISICOS Y

QUIMICOS DE LA MATERIA

CAMBIOS FISICOS:Es cuando el cambio en

la sustancia altera la forma pero no la composición de la sustancia.

CAMBIOS FISICOS:Es cuando el cambio en

la sustancia altera la forma pero no la composición de la sustancia.

CAMBIOS QUIMICOS:Es cuando se altera la

composición de las sustancias en un cambio.

CAMBIOS QUIMICOS:Es cuando se altera la

composición de las sustancias en un cambio.

Por ejemplo: consideremos el cambio que ocurre cuando la sal se disuelve en agua. A pesar de que la sal cambia, su composición permanece igual. Sigue siendo cloruro de sodio (NaCl) pero ahora esta disuelto en agua.

Por ejemplo: consideremos el cambio que ocurre cuando la sal se disuelve en agua. A pesar de que la sal cambia, su composición permanece igual. Sigue siendo cloruro de sodio (NaCl) pero ahora esta disuelto en agua.

Por ejemplo: si hacemos pasar una corriente eléctrica a través de la sal y el agua, entonces al agua se descompondrá en sus dos elementos hidrogeno y oxigeno.

Por ejemplo: si hacemos pasar una corriente eléctrica a través de la sal y el agua, entonces al agua se descompondrá en sus dos elementos hidrogeno y oxigeno.

Conclusión

Cuando se altera la composición de las sustancias a este cambio se le llama Químico, y cuando no se altera la composición de la sustancia sino solo la forma se le llama Cambio Físico. Por ejemplo: si tenemos una mezcla de sal y agua, podemos hervirla y evaporarla permaneciendo la sal como tal. Pero si hacemos pasar una corriente eléctrica a través de ella, entonces el agua se descompondrá en sus dos elementos hidrógeno y oxígeno.

Mezclas, Sustancias, Compuestos y Elementos.

Introducción

La materia se clasifica de la siguiente manera: Mezclas, Sustancias, Compuestos y Elementos.

Mezclas: es la combinación física (no química) de dos o más sustancias en proporciones que pueden variar. Sustancias: es aquella materia que se forma de una sola clase de elemento o compuesto. Compuesto: es una sustancia que está compuesta por dos o más elementos, que se combinan químicamente en una proporción definida y constante. Elementos: es una sustancia que está compuesta de una sola clase de átomos.

Objetivos

1. Definir que es una Mezcla, Sustancia, Compuesto y Elementos.2. Dar a conocer que clases de mezclas existen en la materia.3. Dar a conocer algunos ejemplos de cada uno.4. Y la diferencia que existen entre ambas.

Conceptos Básicos

Mezcla: es la combinación física de dos o más sustancias en proporciones que pueden variar, por ejemplo: para hacer una limonada se necesita de limón, agua y azúcar. Esta es una mezcla de tres sustancias. Las mezclas pueden ser: homogéneas y heterogéneas.

Sustancias: una sustancia es aquella materia que se forma de una sola clase de elemento o compuesto. Puede tratarse de dos clases de sustancia: Sustancias Impuras y las Sustancias Puras. Sustancia Pura: cuando es estrictamente de una sola composición, por ejemplo: una porción de agua que solo contenga Hidrógeno y oxígeno en sus proporciones debidas sin otro tipo de sustancia. (Química Elemental-Eduardo Mazariegos).

Compuestos: es una sustancia que está compuesta por dos o más elementos, que se combinan químicamente en una proporción definida y constante. Un compuesto puede estar formado por moléculas o iones. (Fundamentos de Química-Fred. H. Redmore).

Elemento químico: sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.

Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos electronegativos de los no metales.

(Enciclopedia de Encarta 2009)

Cuerpo o Desarrollo

Una sustancia: es aquella materia que se forma de una sola clase de elemento o compuesto. Un elemento: es una sustancia que está compuesta de una sola clase de átomos. Un compuesto: es una sustancia que está compuesta por dos o más elementos. Y una Mezcla: es una combinación de 2 o más sustancias puras en proporciones variables, y puede ser mezclas homogéneas y heterogéneas.

Materia

Sustancias puras Mezcla(Cualquier muestra tomada de (Combinación de una sustancia determinada sustancias en tendrá la misma composición). Proporciones variables).

Elemento Compuesto Homogénea Heterogénea (Una sustancia (Dos o más elementos (Ejemplo: soluciones- (Ejemplo: dos o máspura compuesta químicamente combinados homogéneas, mezclas sustancias que retienen solamente por en proporción constante de sustancias en su identidad cuando

un átomo) y definida). proporciones variables). se mezclan).

Diferencia entre Compuesto y MezclaCompuesto Mezcla

Composición constante y definida.

Los elementos que forman el compuesto pierden su identidad, debido a los cambios químicos que ocurren.

No pueden romperse en sustancias más simples por medios físicos ordinarios.

Composición variable.

Los elementos o compuestos que se mezclan retienen su identidad porque ellos no se combinan químicamente.

Puede ser separada por medio de operaciones físicas simples.

Conclusión

La materia se clasifica en las Sustancias, Elementos, Compuestos y Mezclas.La sustancia es aquella materia que se forma de una sola clase de elemento o compuesto, la sustancia puede ser pura e impura. Los elementos son los átomos, una mezcla es la combinación de dos o más sustancias. Y un compuesto es una sustancia que está compuesta por dos o más elementos, que se combinan químicamente en una proporción definida.

Unidades de Medida

Introducción

Entre las medidas de unidades están: masa, peso, longitud y volumen.La masa: es la cantidad de materia que contiene un cuerpo. Peso: es una medida de la atracción gravitacional de la tierra por el cuerpo y la cual varía con la distancia. Longitud: se mide con una regla. Volumen: se mide de varias formas.

Objetivo

1. Definir cuáles son las unidades de medida.2. Como se pueden medir cada una de estas.3. Cuáles son las unidades básicas para cada una de las medidas.

Concepto Básico

Unidades de Medida

Masa: es la medida de la cantidad de materia que contiene un cuerpo. La masa de un cuerpo no varía si cambia su posición. En el sistema SI, la unidad fundamental de masa es el kilogramo.

(Fundamentos de química-Witten Davis).

Es la cantidad de materia de una muestra en particular de ella. (Fundamentos de química-Fred H. Redmore).

Se define como la cantidad de materia que tiene un cuerpo. La masa que tiene un cuerpo es constante en todo lugar del universo. En el SI la unidad de masa es el kilogramo (Kg) y en el Inglés es la libra.

(Química elemental-Eduardo Mazariegos).

Peso: el peso de un cuerpo es una medida de la atracción gravitacional de la tierra por el cuerpo y la cual varía con la distancia al centro de la misma. (Fundamentos de química-Witten Davis).

El peso de un cuerpo sin embargo, es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo. El peso de un cuerpo varía. (Fundamentos de química-Fred H. Redmore).

Longitud: el metro es la unidad patrón de longitud (distancia) en los sistemas métrico y SI. El metro se define como la distancia que recorre la luz en el vacío 1/299, 792,468 segundos. Esta distancia es del orden de 39.37 pulgadas.

Volumen: se mide de varias formas. Suelen medirse en litros o mililitros.

(Fundamentos de química-Fred H. Redmore).

Cuerpo o Desarrollo

Entre las unidades de medidas están: masa, peso, longitud y volumen.La masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo, el peso es la medida gravitacional de atracción entre la masa de un cuerpo y la masa del planeta, la longitud es la medida de largo o la distancia que hay entre dos puntos, y el volumen son unidades de longitud al cubo o los que suelen medirse en litros o mililitros.

Masa: es la cantidad de materia de una muestra en

particular de ella. La masa de un cuerpo puede ser medida por una balanza. En el SI la unidad de masa es el kilogramo y en el inglés es la libra. La masa de un cuerpo no cambia.

Peso: es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es pesado. El peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la masa no.

Unidades de medidasLongitud: se mide simplemente con

una regla, dividida en centímetros o pulgadas o con una cinta. Se define como la medida de largo o la distancia que hay entre dos puntos. En el SI la unidad de medida es el metro y en el sistema inglés es el pie.

Volumen: se mide de varias formas. También se define como unidades de longitud al cubo. Para medida de volumen se usa el litro. Por ejemplo el volumen de un líquido se puede medir con una probeta, bureta, pipeta.

Conclusión

Las unidades de medidas nos sirve para medir la materia, entre las unidades de medidas están: la masa; que es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. El peso: es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y del planeta. La longitud: es la medida de largo o la distancia que hay entre dos puntos. Y el volumen: se mide de varias formas.

Mediciones En Química

Introducción

En las mediciones en química se introdujeron los patrones de las unidades básicas de medida. En las cuales se escogieron los más importantes porque son reproducibles y no cambian, y nos permiten efectuar mediciones precisas. Existen siete unidades fundamentales de medida.

Objetivos

1. Conocer las mediciones que se utilizan con frecuencia en el estudio de la química.

2. Cuáles son los patrones de las unidades básicas de medida.3. Y con qué instrumentos se puede medir cada uno de estas

medidas.

Conceptos Básicos

Se introdujeron los patrones de las unidades básicas de medida. Se escogieron estos patrones porque son reproducibles y no cambian y porque nos permiten efectuar mediciones precisas. Los valores de las unidades fundamentales son arbitrarios. En Estados Unidos, todas las unidades de medida son establecidas por el Instituto Nacional de patrones y Tecnología (NIST, por sus siglas en inglés, inicialmente la Oficina Nacional de patrones, NBS, por sus siglas en inglés). Las mediciones en el mundo científico se expresan en unidades del sistema métrico o su sucesor modernizado Sistema Internacional de Unidades (SI). En 1964, la Oficina Nacional de Patrones adoptó el SI y se basa en las siete unidades fundamentales que son:

Propiedad física Nombre de la unidad SímboloLongitud metro mMasa kilogramo kg

Tiempo segundo sCorriente eléctrica ampere ATemperatura kelvin KIntensidad luminosa candela cdCantidad de sustancia mol mol

(Fundament

os de Química-Davis Witten).

Las mediciones que hacen los químicos frecuentemente se utilizan a menudo en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas.

Existen diferentes instrumentos que permiten medir las propiedades de una sustancia; con la cinta métrica se miden longitudes, mientras que con la bureta, la pipeta, la probeta graduada y el matraz volumétrico se miden volúmenes. Con la balanza se mide la masa, y con el termómetro la temperatura. Estos instrumentos permiten hacer mediciones de propiedades macroscópicas, es decir, que pueden ser determinadas directamente. las propiedades microscópicas, a escala atómica molecular se deben determinar por un método indirecto.

Una cantidad medida suele escribirse como un número con una unidad apropiada. Así, decir que la distancia en automóvil entre Nueva York y San Francisco por cierta carretera es “5166” no tiene significado. Se debe especificar que la distancia es de 5166 kilómetros. Lo mismo es válido en la química; las unidades son indispensables para expresar en forma correcta las mediciones. (fundamentos de Química-Fred H Redmore).

Cuerpo o Desarrollo

Las mediciones que hacen los químicos frecuentemente se utilizan a menudo en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas. Se escogieron los patrones más importantes porque son reproducibles y no cambian y también nos permiten efectuar mediciones precisas. Las mediciones en el mundo científico se expresan en unidades del sistema métrico o su sucesor modernizado Sistema Internacional de Unidades.

Conclusión

Siempre es importante hacer mediciones en química para poder hacer cálculos y poder obtener otras cantidades relacionadas, los patrones de unidades básicas que se introdujeron son importantes porque no cambian y nos permiten efectuar mediciones, estos patrones son expresados en unidades del sistema métrico.

Análisis Dimensional

Introducción

El análisis dimensional es una potente herramienta que permite simplificar el estudio de cualquier fenómeno en el que estén involucradas muchas magnitudes. . Es utilizado rutinariamente por los científicos físicos y los ingenieros para comprobar la plausibilidad de derivado ecuaciones y cómputos. También se utiliza para formar hipótesis razonables sobre las situaciones físicas complejas que se pueden probar por el experimento o por más teorías desarrolladas de los fenómenos.

Objetivos

1. Definir lo que es análisis dimensional.2. Como se aplica el análisis dimensional.3. ¿Cuál es su procedimiento?.

4. Dar algunos ejemplos de análisis dimensional.

Conceptos Básicos

El análisis dimensional es una potente herramienta que permite simplificar el estudio de cualquier fenómeno en el que estén involucradas muchas magnitudes físicas en forma de variables independientes. Su resultado fundamental, el teorema de Vaschy-Buckingham (más conocido por teorema Π) permite cambiar el conjunto original de parámetros de entrada dimensionales de un problema físico por otro conjunto de parámetros de entrada adimensionales más reducido.

Estos parámetros adimensionales se obtienen mediante combinaciones adecuadas de los parámetros dimensionales y no son únicos, aunque sí lo es el número mínimo necesario para estudiar cada sistema. De este modo, al obtener uno de estos conjuntos de tamaño mínimo se consigue:

• analizar con mayor facilidad el sistema objeto de estudio

• reducir drásticamente el número de ensayos que debe realizarse para averiguar el comportamiento o respuesta del sistema.

(Wikipedia, la enciclopedia libre).

El análisis dimensional es la base de los ensayos con maquetas a escala reducida utilizados en muchas ramas de la ingeniería, tales como la aeronáutica, la automoción o la ingeniería civil.

Les métodos del análisis dimensional se basan sobre el principio de la homogeneidad dimensional de Fourier (1822), el cual establece que una ecuación que expresa una relación física entre cantidades debe ser dimensionalmente homogénea; esto es, las dimensiones de cada lado de la ecuación deben ser las mismas.

(fluidos.eia.edu.co/.../dimensional/teoria.htm).

Multiplicar por la unidad (por uno) no modifica el valor de una expresión. Si representamos “uno” en forma adecuada, pueden efectuarse muchas conversiones justo “multiplicando por uno””. Este método para efectuar cálculos recibe el nombre de análisis dimensional, método del factor explicitado o método del factor unitario. No importa el nombre que le demos, es una herramienta matemática a prueba de principiantes.

Los factores unitarios pueden constituirse con dos términos cualesquiera que describan “cantidades” iguales o equivalentes de lo que estamos considerando.

Por ejemplo, por definición, 1 pie es exactamente igual a 12 pulgadas. Podemos escribir una ecuación que muestra esta igualdad:

1 pie = 12 pulgadas

Dividiendo ambos miembros entre 1 pie obtenemos;

1 pie = 12 pulg o 1=12pulg1pie 1 pie 1 pie

El factor (la fracción) 12 pulg/1 pie es un factor unitario porque el numerador y el denominador describen la misma distancia. Si dividimos la ecuación original entre 12 pulg obtenemos 1= 1 pie/12 pulg, otro factor unitario recíproco del primero. El reciproco de cualquier factor unitario también es un factor unitario.

En otras palabras, dividir una cantidad entre la misma cantidad siempre da como resultado la unidad.

En el sistema inglés, podemos escribir factores unitarios como los siguientes:

1 yda , 1 yda , 1 mi , 4 cuartos , 2000lb3 pies 36 pulg 5280pies 1 gal 1 ton

Factor unitario Exprese 1.47 millas en pulgadas.

Estrategia:Primero, escribimos las unidades que queremos conocer, precedidas

por un signo de interrogación.

A continuación igualamos lo que tenemos como datos.

? pulgadas = 1.47 millas

En seguida seleccionamos los factores unitarios para convertir las unidades dadas (millas) en las unidades deseadas (pulgadas):

Millas → pies → pulgadas

Solución:

? pulg = 1.47 mi x 5280 pies x 12 pulg = 9.31 x 104 pulg (en la calculadora obtiene 93139.2)

1 mi 1 pie (Fundamentos de química-Davis Witten).

Procedimiento para el análisis dimensional:

Para reducir un problema dimensional a otro adimensional con menos parámetros, se siguen los siguientes pasos generales:

1. Contar el número de variables dimensionales n.2. Contar el número de unidades básicas (longitud, tiempo, masa,

temperatura, etc.) m3. Determinar el número de grupos adimensionales. El número de

grupos o números adimensionales (Π) es n - m.4. Hacer que cada número Π dependa de n - m variables fijas y que

cada uno dependa además de una de las n - m variables restantes (se recomienda que las variables fijas sean una del fluido o medio, una geométrica y otra cinemática; ello para asegurar que los números adimensionales hallados tengan en cuenta todos los datos del problema).

5. Cada Π se pone como un producto de las variables que lo determinan elevadas cada una a una potencia desconocida. Para garantizar adimensionalidad deben hallarse todos los valores de los exponentes tal que se cancelen todas las dimensiones implicadas.

6. El número Π que contenga la variable que se desea determinar se pone como función de los demás números adimensionales.

7. En caso de trabajar con un modelo a escala, éste debe tener todos sus números adimensionales iguales a las del prototipo para asegurar similitud.

8. Se determina la dependencia de lo....

Aplicaciones del Análisis dimensional:

• Detección de errores de cálculo.• Resolución de problemas cuya solución directa conlleva dificultades matemáticas insalvables.• Creación y estudio de modelos reducidos.• Consideraciones sobre la influencia de posibles cambios en los modelos, etc.

Cuerpo o Desarrollo

El análisis dimensional son de hecho idénticos, ya que implican las mismas cosas y con frecuencia conducen a los mismos resultados, sus métodos son lo suficientemente diferentes para justificar el tratamiento de los mismos como tópicos diferentes.

Les métodos del análisis dimensional se basan sobre el principio de la homogeneidad dimensional de Fourier (1822), el cual establece que una ecuación que expresa una relación física entre cantidades debe ser dimensionalmente homogénea; esto es, las dimensiones de cada lado de la ecuación deben ser las mismas.

Conclusión

El análisis dimensional es una potente herramienta que permite simplificar el estudio de cualquier fenómeno en el que estén involucradas muchas magnitudes.

El análisis dimensional también es una herramienta útil para detectar errores en los cálculos científicos e ingenieriles. Con este fin se comprueba la congruencia de las unidades empleadas en los cálculos, prestando especial atención a las unidades de los resultados.

Densidad Absoluta y Relativa

Introducción

La densidad o densidad absoluta es la magnitud que expresa la relación entre la masa y el volumen de un cuerpo.

La densidad relativa de una sustancia es la relación existente entre su densidad y la de otra sustancia de referencia.

Objetivos

1. Poder definir cada uno de las densidades.2. Diferenciar las densidades.3. Poder realizar los problemas de densidad.

Cuerpo o Desarrollo

Densidad:Es una propiedad de la materia que da la relación entre el volumen y la

masa. Es la cantidad de masa por unidad de volumen de una sustancia. En forma de ecuación y usando (D) para denotar densidad se tiene:

D = M V

La densidad tiene unidades de gr/cm3, kg/m3, gr/ml. En un volumen determinado puede haber distinta cantidad de masa. Por ejemplo en un vaso podemos echar: agua, algodón y mercurio, la masa de estas tres sustancias que cabe en este volumen es muy diferente. La masa de algodón será muy pequeña, la de agua será mayor y la de mercurio será mucho mayor, esto se debe a la densidad de cada sustancia. Debido a la densidad es que algunas sustancias que ocupan mucho volumen como el algodón o el duroport pesan muy poco, y hay otras como el plomo o el oro que ocupan poco volumen y pesan mucho.

Gravedad Específica (Ge):La densidad del agua a 4 °C es de 1 gr/ml. Esta es una densidad

estándar que se usa para comparar otras densidades. La gravedad específica es una cantidad sin dimensiones, es el resultado de dividir la densidad de

una sustancia dada entre la del agua 4 °C. la gravedad especifica de una sustancia dice cuantas veces la densidad del agua tiene esa sustancia. (Química Elemental-Eduardo Mazariegos).

La densidad o densidad absoluta: Es la magnitud que expresa la relación entre la masa y el volumen de

un cuerpo. Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3), aunque frecuentemente se expresa en g/cm3. La densidad es una magnitud intensiva.

P = m V

Donde ρ es la densidad, m es la masa y V es el volumen del determinado cuerpo.

Densidad relativa:La densidad relativa de una sustancia es la relación existente entre su

densidad y la de otra sustancia de referencia; en consecuencia, es una magnitud adimensional (sin unidades).

Pr = P Po

Donde ρr es la densidad relativa, ρ es la densidad de la sustancia, y ρ0 es la densidad de referencia o absoluta.

Para los líquidos y los sólidos, la densidad de referencia habitual es la del agua líquida a la presión de 1 atm y la temperatura de 4 °C. En esas condiciones, la densidad absoluta del agua destilada es de 1000 kg/m3, es decir, 1 kg/L.

Para los gases, la densidad de referencia habitual es la del aire a la presión de 1 atm y la temperatura de 0 °C.

Unidades de densidad:Unidades de densidad en el Sistema Internacional de Unidades (SI):

• Kilogramo por metro cúbico (kg/m³).• Gramo por centímetro cúbico (g/cm³).• Kilogramo por litro (kg/L) o kilogramo por decímetro cúbico. El agua tiene una densidad próxima a 1 kg/L (1000 g/dm³ = 1 g/cm³ = 1 g/mL).• Gramo por mililitro (g/mL), que equivale a (g/cm³).• Para los gases suele usarse el gramo por decímetro cúbico (g/dm³) o gramo por litro (g/L), con la finalidad de simplificar con la constante universal de los gases ideales:

Unidades usadas en el Sistema Anglosajón de Unidades:• Onza por pulgada cúbica (oz/in3)• Libra por pulgada cúbica (lb/in3)• Libra por pie cúbico (lb/ft3)• Libra por yarda cúbica (lb/yd3)• Libra por galón (lb/gal)• Libra por bushel americano (lb/bu)• Slug por pie cúbico.

(wikipedia enciclopoedia libre)

Ejemplo:

Un cubo de plomo mide 3cm por cada lado y tiene una masa de 308gr. Calcular la densidad en gr/cm3.

SOLUCION:El volumen del cubo de plomo es:

3cm x 3cm x 3cm = 27cm3

Y la densidad es:

308 gr. = 11.4 gr/cm3

27 cm3

Ejemplo de Gravedad especifico:

Gravedad específica = densidad de la sustancia Densidad del agua a 4°C

Si 2 x 104 mg de una sustancia ocupan un volumen de 15ml, calcular la gravedad específica de la sustancia.

SOLUCIÓN:Sabemos que la densidad del agua es 1gr/ml, luego primero

encontramos la densidad de la sustancia dada en gr/ml.

2 x 10 4 mg x 1gr = 1.3 gr/ml 15 ml 103mg (Fundamentos de Química-Fred H. Redmore).

Densidad Absoluta: Es la magnitud que expresa la

relación entre la masa y el volumen de un cuerpo. Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo por metro

cúbico (kg/m3), aunque frecuentemente se expresa en g/cm3. La densidad es una magnitud intensiva.

DENSIDADABSOLUTA Y RELATIVA

Densidad Relativa:Es una comparación de la densidad

de una sustancia con la densidad de otra que se toma como referencia. La densidad relativa es adimensional (sin unidades), ya que queda definida como el cociente de dos densidades.

A veces se le llama: gravedad específica.

Conclusión

Densidad absoluta: La densidad absoluta (también llamada densidad real) expresa la masa

por unidad de volumen. Cuando no se hace ninguna aclaración al respecto, el término densidad suele entenderse en el sentido de densidad absoluta:

Densidad = masa volumenDensidad relativa:

La densidad relativa o aparente expresa la relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua, resultando una magnitud adimensional. Por definición, en el sistema métrico decimal la densidad del agua es la unidad, resultando un valor de 1 kg/L —a las condiciones de 1 atm y 4 ºC— equivalente a 1000 kg/m³.

Calor y Temperatura

Introducción

La temperatura: Mide la densidad del calor ósea lo caliente o lo frio de un cuerpo. El calor es una forma de energía que siempre fluye de manera espontanea de un cuerpo más caliente a un cuerpo más frio, nunca fluye en dirección inversa.

Objetivos

1. Definir que es calor y temperatura.2. Diferenciar lo que es calor y temperatura.3. Para que nos sirve la temperatura y como se puede medir.

Conceptos Básicos

Temperatura: es la cantidad de calor que tiene la materia. Para medir la temperatura se usan tres escalas, las cuales son: Fahrenheit (°F), Celsius (°C), y Kelvin (K) esta última es la que usa el Sistema Internacional de medidas.

(Química Elemental-Eduardo Mazariegos)

La temperatura puede medirse con termómetros de mercurio. Un termómetro de mercurio se compone de un reservorio de mercurio unido a la base abierta de un tubo capilar de vidrio que se prolonga hacia arriba. El mercurio se expande mucho más que otros líquidos conforme aumenta su temperatura. A medida que se expande, podemos observar su ascenso por la columna evacuada.

(Química fundamental-Witten Davis)

En la escala de Fahrenheit el punto de congelación del agua es 32° y el punto de ebullición es de 212°. En la escala de Celsius el punto de congelación es de 0° y de ebullición es de 100° y en la escala de Kelvin el punto de congelación es de 273.15° y el de ebullición es de 373.15°.

(Química fundamental-Fred H. Redmore).

El calor es una forma de energía que siempre fluye de manera espontánea de un cuerpo más caliente a un cuerpo más frio-nunca fluye en dirección inversa.

La unidad del calor es la caloría (cal), que es la cantidad de calor necesaria para hacer que 1 gramo de agua pase de una temperatura de 14,5 ºC a 15,5 ºC. Como la caloría es una cantidad de calor muy pequeña, normalmente usamos un múltiplo de ella: la kilocaloría (kcal), que es igual a 1.000 calorías.

El calor se puede transmitir de tres maneras: por conducción, por convección o por radiación.

(Mi primera Encarta 2009)

Unidades de Calor:

La unidad es la caloría, definida como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de agua a 1 atmósfera de presión desde 15 hasta 16  °C. Esta unidad se denomina a veces caloría pequeña o caloría gramo para distinguirla de la caloría grande, o kilocaloría, que equivale a 1.000 calorías y se emplea en nutrición.

El calor: Es un flujo de energía entre dos cuerpos a diferentes temperaturas.

Calor Latente:Se llama así a la cantidad de calor

necesaria para producir un cambio de fase. Existen calores latentes de sublimación, fusión y vaporización. El calor que se absorbe sin cambiar la temperatura del agua es el calor latente; no se pierde, sino que se emplea en transformar el agua en vapor y se almacena como energía en el vapor.

Escalas de Temperatura:

Gabriel Daniel Fahrenheit. Según esta escala, el punto de solidificación del agua (y de fusión del hielo) es de 32 °F, y su punto de ebullición es de 212 °F. La escala centígrada o Celsius, ideada por el astrónomo sueco Anders Celsius, asigna un valor de 0 °C al punto de congelación del agua y de 100 °C a su punto de ebullición. En ciencia, la escala absoluta o Kelvin, inventada por el matemático y físico británico William Thomson , lord Kelvin. En esta escala, el cero absoluto, que está situado en -273,15 °C, corresponde a 0 K.

La temperatura: Es una propiedad de un cuerpo.

Temperatura Absoluta:Temperatura expresada en una

escala que adopta el cero absoluto como punto cero.

Temperatura corporal:Es la medida del grado de calor del

organismo en animales de sangre fría y caliente. La temperatura corporal se

regula por medio de la tasa de irradiación de calor por la piel y por la evaporación del agua.

Conclusión

La temperatura es la cantidad de calor que tiene la materia, la temperatura se puede medir con un termómetro de mercurio, el calor es la energía que es diferente de un cuerpo frio o ano caliente, esta se puede transmitir de tres maneras: por conducción, por convección, o por radiación.

Transferencia de Calor y Medición de Calor (Calor Específico)

IntroducciónEl calor específico es la energía necesaria para elevar 1 ºC la

temperatura de un gramo de materia o sustancia. El concepto de capacidad calorífica es análogo al anterior pero para una masa de un mol de sustancia (en este caso es necesario conocer la estructura química de la misma).

Los procesos físicos por los que se produce la transferencia de calor son la conducción y la radiación. Un tercer proceso, que también implica el movimiento de materia, se denomina convección.

Objetivos

1. Conocer como se produce la transferencia del calor.2. ¿Qué es el calor específico?3. ¿Cómo poder calcular el calor específico?.

Conceptos Básicos

Transferencia del Calor:Los procesos físicos por los que se produce la transferencia de calor

son la conducción y la radiación. Un tercer proceso, que también implica el movimiento de materia, se denomina convección. La conducción requiere contacto físico entre los cuerpos —o las partes de un cuerpo— que intercambian calor, pero en la radiación no hace falta que los cuerpos estén en contacto ni que haya materia entre ellos. La convección se produce a través del movimiento de un líquido o un gas en contacto con un cuerpo de temperatura diferente.

(Microsoft Encarta 2009).

CONDUCCIÓN: Flujo de calor a través de medios sólidos por la vibración interna de las

moléculas y de los electrones libres y por choques entre ellas. Las moléculas y los electrones libres de la fracción de un sistema con temperatura alta vibran con más intensidad que las moléculas de otras regiones del mismo

sitema o de otros sistemas en contacto con temperaturas más bajas. Las moléculas con una velocidad más alta chocan con las moléculas menos excitadas y transfieren parte de su energía a las moléculas con menos energía en las regiones más frías del sistema. Las moléculas que absorben el excedente de energía también adquirirán una mayor velocidad vibratoria y generarán más calor (energía potencial -absorbe calor- <--> energía cinética -emite calor).

Por ejemplo, la conducción de calor a través de la carrocería de un coche.

Los metales son los mejores conductores térmicos; mientras que los materiales no metálicos son conductores térmicos imperfectos.

CONVECCIÓN: Es el flujo de calor mediante corrientes dentro de un fluido (líquido o

gaseoso). La convección es el desplazamiento de masas de algún líquido o gas. Cuando una masa de un fluido se calienta al estar en contacto con una superficie caliente, sus moléculas se separan y se dispersan, causando que la masa del fluido llegue a ser menos densa. Cuando llega a ser menos denso se desplazará hacia arriba u horizontalmente hacia una región fría, mientras que las

masas menos calientes, pero más densas, del fluido descenderán o se moverán en un sentido opuesto al del movimiento de la masa más caliente (el volumen de fluido menos caliente es desplazado por el volumen más caliente). Mediante este mecanismo los volúmenes más calientes transfieren calor a los volúmenes menos calientes de ese fluido (un líquido o un gas).

Por ejemplo, cuando calentamos agua en una estufa, el volumen de agua en el fondo de la olla adquirirá el calor por conducción desde el metal de la olla y se hará menos denso. Entonces, al ser menos denso, se moverá hacia la superficie del agua y desplazará a la masa superior menos caliente y más densa hacia el fondo de la olla.

RADIACIÓN: Es la transferencia de calor por medio de ondas electromagnéticas. No

se requiere de un medio para su propagación. La energía irradiada se mueve a la velocidad de la luz. El calor irradiado por el Sol se puede intercambiar entre la superficie solar y la superficie de la Tierra sin calentar el espacio de transición.

Por ejemplo, si colocamos un objeto (tal como una moneda, un coche, o a nosotros mismos) bajo los rayos del Sol directos; al poco tiempo notaremos que el objeto se calentará. El intercambio de calor entre el Sol y el objeto ocurrirá por medio de radiación.

(Boyer, Rodney F. Conceptos de Bioquímica. 2000. International Thompson Editores, S. A. de C. V. México, D. F.)

Calor Específico:

El calor específico es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específico depende de dicha temperatura inicial, Se la representa con la letra c (minúscula).

En forma análoga, se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que hay que suministrar a toda la extensión de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). Se la representa con la letra C (mayúscula).Por lo tanto, el calor específico es la capacidad calorífica específica, esto es

Unidades de calor específico:En el Sistema Internacional de Unidades, el calor específico se expresa

en joules por kilogramo y por kelvin (J•kg-1•K-1); otra unidad, no perteneciente al SI, es la caloría por gramo y por kelvin (cal•g-1•K-1). Así, el calor específico del agua es aproximadamente 1 cal/(g•K) en un amplio intervalo de temperaturas, a la presión atmosférica; exactamente 1 cal•g-1•K-1 en el intervalo de 14,5 °C a 15,5 °C (por la definición de la unidad caloría).

En los Estados Unidos, y en otros pocos países donde se sigue utilizando el Sistema Anglosajón de Unidades, el calor específico se suele medir en BTU (unidad de calor) por libra (unidad de masa) y grado Fahrenheit (unidad de temperatura).

La BTU se define como la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Fahrenheit la temperatura de una libra de agua en condiciones atmosféricas normales.10

(Wikipedia Enciclopedia Libre).

El calor específico (Ce) es la cantidad de calor necesaria para hacer un cambio específico de temperatura en una cantidad de masa. El calor específico se mide de dos formas: la tabla periódica de los elementos da el calor especifico en Cal/gr°C, y en el Sistema Internacional de medidas se usan J/Kg.K. El Joule es una medida de energía al igual que la caloría. En forma de ecuación esto es como sigue:

Ce = Cal = J . gr . °C kg.K

Es importante tener presente que 1 cal = 4.184 J.

Ejemplos:

1. 219gr de un metal con una temperatura de 92°C se introduce en 100gr de agua que esta a 22°C. Si la temperatura final del metal y el agua es 35°C. ¿Cuál es el calor específico del metal?

SOLUCIÓN: El agua hizo bajar la temperatura del metal. Las calorías que absorbió el agua son las que se necesitaron para cambiar la temperatura del metal. Usando el calor específico del agua como 1Cal/gr. °C se puede calcular esa cantidad de calorías, usando la ecuación, despejando para Cal y sustituyendo datos se tiene:

Ce = Cal gr . °C

Cal = Ce x gr x °C

Cal = 1cal/gr . °C x 100gr x (35-22)

Cal = 1300

Ahora se usa de nuevo esta misma ecuación para la cantidad de metal.

Ce = Cal . gr . °C

Ce = 1300 Cal . = 0.1041Cal/gr . °C 219gr . (92 - 35)

R/ el calor específico es o.1041Cal/gr . °C.

2. ¿Cuántos kg de plata (Ag) se pueden calentar con 1500 J desde 40°C a 185°F?

Primero se convierten las temperaturas a °K usando las ecuaciones adecuadas.

°K = °C + 273.15°K = 40°C + 273.15°K = 313.15

K = 5 (°F - 32) + 273.15 9K = 5 (185°F – 32) + 273.15 = 358.15

Luego se despeja kg.Ce = J . Kg . °K

Kg. = J . Ce . °K

Kg. = 1500 J . = 0.1423kg. 234.30J/kg. X (358.15°K – 313.15°K )

R/ se necesitan 0.1423kg.

El calor específico de la plata que aparece en la tabla periódica es 0.056 cal/gr. X °C. Para resolver el problema anterior fue necesario convertirlo a J/kg x K. Esto se hizo multiplicando el calor especifico que da la tabla periódica por 4,184 como se indico anteriormente.

(Quimica Elemental- Eduardo Mazariegos).

Conclusión

Transferencia del calor:El calor puede ser transmitido de tres formas distintas: por conducción,

por convección o por radiación.• Radiación térmica: es el proceso por el cual se transmite a través de ondas electromagnéticas. Implica doble transformación de la energía para llegar al cuerpo al que se va a propagar: primero de energía térmica a radiante y luego viceversa. Ej.: La energía solar.

La conducción pura se presenta sólo en materiales sólidos.La convección siempre está acompañada de la conducción, debido al

contacto directo entre partículas de distinta temperatura en un líquido o gas en movimiento.

En el caso de la conducción, la temperatura de calentamiento depende del tipo de material, de la sección del cuerpo y del largo del cuerpo. Esto explica porqué algunos cuerpos se calientan más rápido que otros a pesar de tener exactamente la misma forma, y que se les entregue la misma cantidad de calor.

El calor específico: Es la energía necesaria para elevar 1 ºC la temperatura de un gramo

de materia o sustancia. El concepto de capacidad calorífica es análogo al anterior pero para una masa de un mol de sustancia (en este caso es necesario conocer la estructura química de la misma).

El calor específico es un parámetro que depende del material y relaciona el calor que se proporciona a una masa determinada de una sustancia con el incremento de temperatura

Conclusión

En este capítulo se dio a conocer los términos de cada tema, en donde todo se encuentra

relacionado con la materia, la energía, el calor, la temperatura, las unidades de medidas y entre

otros. En algunos temas se hicieron cálculos,

conversiones y otras clases de operaciones para poder comprender mejor el tema.

Es necesario saber el término de cada uno de los temas porque a veces se puede confundir con otros, por ejemplo entre masa y peso: masa es una medida de la cantidad de materia de una muestra de cualquier material. Y peso: es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en la cual éste es pesado.

Introducción

1. Fórmulas químicas.

La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula.

2. Iones y compuestos iónicos.

Un ion es un átomo que ha perdido o ganado un electrón, para poder cumplir la regla del octeto y estabilizarse. Si el átomo pierde electrones, entonces su carga es positiva, ya que tendría más protones que electrones, y se llamara catión. Si el átomo gana electrones, entonces su carga será positiva (ya que tendrá más electrones que protones) y se llamará anión.

Al unirse dos iones se forman lo que llamamos compuestos iónicos. Estos son formados por uno o más cationes y aniones, dependiendo el caso para estabilizar la molécula.

3. Masas atómicas.

La masa atómica (ma) es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.1 La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento).

4. Mol.

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

5. Número de avogadro.

Es el número de átomos o moléculas (según el caso) que hay en un mol de cualquier elemento o compuesto. Su valor es de 6.023×1023 moléculas/mol. Se suele usar el símbolo NA para representarlo.

6. Masas formulares, moleculares y moles.

La masa formular de una sustancia es igual a la suma de las masas atómicas de los elementos en la fórmula. Por tanto una masa formular es igual a la masa de una unidad formular en unidades de masa atómica.

Masa molar es la cantidad de sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual a su masa formular en uma, tiene 6.022 x 1023 unidades formulares o una mol de sustancia.Moles:

Un mol de cualquier sustancia molecular contiene 6.02 x 1023 moléculas de la sustancia, por ende, se puede definir peso molecular como la masa en gramos de un mol de moléculas de un compuesto.

7. Composición porcentual y fórmula de compuestos.Una ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto

químico que esté formado por dos o más elementos diferentes, éstos se encuentran presentes en dicho compuesto en una cantidad o composición porcentual determinada. Lo que quiere decir, por ejemplo, que el hidróxido de aluminio Al(OH)3 que se obtenga en España tendrá el mismo porcentaje de aluminio, de oxígeno y de hidrógeno que el que se pueda obtener en cualquier otra parte del mundo.

8. Determinación de fórmulas a partir de composición porcentual.

Se efectúa un análisis cualitativo para determinar qué elementos forman el compuesto, a continuación se hace un análisis cuantitativo para determinar la cantidad de cada elemento. Una vez que se conoce la composición porcentual de un compuesto, puede determinarse su fórmula mínima.

9. Determinación de fórmulas moleculares.

Con la composición porcentual sólo podemos obtener fórmulas mínimas; para determinar la fórmula molecular de un compuesto molecular, deben conocerse tanto su fórmula empírica como su masa molecular.

10. Usos de las fórmulas químicas.

Una vez que manejamos el concepto de mol y el significado de las fórmulas químicas, podemos usarlas de muchas otras maneras.

11. Pureza de muestras.

Casi todas las sustancias que se encuentran en los estantes de reactivos en el laboratorio no son 100% puras. El porcentaje de pureza es el porcentaje en masa de una sustancia específica de una muestra impura.

OBJETIVOS

1. Determinar cada uno de los temas.2. Aprender que formulas químicas hay.

3. Que son iones y compuestos iónicos.4. Comprender que es masa atómica.

5. Entender que es mol y donde se utiliza.6. En qué momento se utiliza el número

de Avogadro.7. Aprender a realizar cálculos en donde

es necesario.

Fórmulas Químicas

Introducción

La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se

emplean las reglas de la nomenclatura o formulación química. Existen varios tipos de fórmulas químicas:

La fórmula empírica indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y la relación entre el número de átomos de cada clase. Siempre indica las proporciones enteras más pequeñas entre los átomos de cada clase.

La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase

La fórmula semidesarrollada es similar a la anterior pero indicando los enlaces entre los diferentes grupos de átomos para resaltar, sobre todo, los grupos funcionales que aparecen en la molécula.

La fórmula desarrollada es similar a la anterior pero indicando todos los enlaces.

La fórmula estructural es similar a las anteriores pero señalando la geometría espacial de la molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas bi- o tridimensionales.

Objetivos

1. Entender el término de las fórmulas químicas.2. Aprender cuales son las fórmulas químicas que existen.3. Aprender que es lo que nos indica cada una de las fórmulas.

Conceptos Básicos

La fórmula química indica el número de átomos de cada tipo en la molécula; sin embargo, esta fórmula no expresa el orden en que los átomos están unidos en las moléculas. La fórmula estructural muestra el orden en que los átomos están enlazados y líneas que unen a los símbolos atómicos representan enlaces químicos entre átomos. Las fórmulas estructurales se dibujan planas y en dos dimensiones y no suelen indicar información específica tridimensional de la molécula. Los modelos moleculares de barras y esferas y los compactos nos ayudan ver la forma y tamaño relativo de las moléculas.

(Fundamentos de Química-Davis Witten).

La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura o formulación química.

Existen varios tipos de fórmulas químicas:• 1 Fórmula empírica• 2 Fórmula molecular• 3 Fórmula semidesarrollada• 4 Fórmula desarrollada• 5 Fórmula estructural

La fórmula empírica: Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y la relación entre el número de átomos de cada clase. Siempre indica las proporciones enteras más pequeñas entre los átomos de cada clase.

En compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y si es igual a 1, no se escribe.

Red iónica del hidruro de magnesio.

En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro (bolas blancas, en el diagrama) por cada ión magnesio (bolas verdes), luego su fórmula empírica es MgH2.

En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre Fe0,84O y Fe0,95O,lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.

La fórmula molecular: Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

La fórmula semidesarrollada: Es similar a la anterior pero indicando los enlaces entre los diferentes grupos de átomos para resaltar, sobre todo, los grupos funcionales que aparecen en la molécula. Es muy usada en química orgánica, donde se puede visualizar fácilmente la estructura de la cadena carbonada y los

diferentes sustituyentes. Así, la glucosa tendría la siguiente fórmula semidesarrollada:

CH2OH − CHOH − CHOH − CHOH − CHOH − CHO

La fórmula desarrollada: Es similar a la anterior pero indicando todos los enlaces. Aunque se representa sobre un plano, permite observar ciertos detalles de la estructura que resultan de gran interés. Se llaman también estructuras de Kekulé.

La fórmula estructural: Es similar a las anteriores pero señalando la geometría espacial de la

molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas bi- o tridimensionales.

Fórmula desarrolladade H2O2

Estructura mostrandoángulos y distancias

Fórmula estructural 2Ddel H2O2

Modelo de bolasy varillas de H2O2

Modelo de bolas 3D (Van der Waals)

En un diagrama 2D, se aprecia la orientación de los enlaces usando símbolos especiales. Una línea continua representa un enlace en el plano; si el enlace está por detrás, se representa mediante una línea de puntos; si el enlace está por delante, se indica con un símbolo en forma de cuña triangular. A veces se emplean otro tipo de convenios o proyecciones para grupos de compuestos específicos (proyección de Newman, diagramas de Tollens, etc).

En los diagramas adjuntos, se observan algunos de estas fórmulas estructurales.

α-D-glucosamina

También hay diagramas 3D como la estructura o fórmula de esqueleto (o de líneas y ángulos). A veces, se prefiere el uso de modelos moleculares en 3D, como:Modelo de esqueleto, de armazón: no se dibujan los átomos de C e H.Modelo de bolas y barras, o de bolas y varillas.Modelo de bolas, compacto o espacial sólido.Modelos poliédricos: los átomos se representan por tetraedros, octaedros... que se unen por sus vértices y permiten ciertos giros o torsiones.

Son numerosas las aplicaciones informáticas para crear estructuras (ChemDraw), y visualizarlas (Jmol). Permiten dibujar, rotar estas estructuras y observarlas desde distintos puntos de vista.

(Wikipedia la enciclopedia libre).

La fórmula empírica:Indica el tipo de átomos presentes

en un compuesto y la relación entre el número de átomos de cada clase. Siempre indica las proporciones enteras más pequeñas entre los átomos de cada clase.

La fórmula molecular:Indica el tipo de átomos presentes

en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes.

La fórmula semidesarrollada:Es similar a la anterior pero

indicando los enlaces entre los diferentes grupos de átomos para resaltar, sobre todo, los grupos funcionales que aparecen en la molécula.

La fórmula desarrollada:Es similar a la anterior pero

indicando todos los enlaces. Aunque se representa sobre un plano, permite observar ciertos detalles de la estructura que resultan de gran interés. Se llaman también estructuras de Kekulé.

La fórmula estructural:

Es similar a las anteriores pero señalando la geometría espacial de la molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas bi- o tridimensionales.

Conclusión

Existen varias formulas químicas, entres ellas están: fórmula empírica, fórmula molecular, fórmula semidesarrollada, fórmula desarrollada, fórmula estructural.

Para obtener la fórmula empírica hay que realizar un procedimiento, y a través de este resultado se podrá obtener la fórmula molecular.

Iones y Compuestos Iónicos

Introducción

Ion, partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión. Los átomos pueden transformarse en iones por radiación de ondas electromagnéticas con la suficiente energía. Este tipo de radiación recibe el nombre de radiación de ionización.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas.

Objetivos

1. Entender la definición de ion.2. Aprender que nombre reciben los iones.3. Aprender cuando un ion está perdiendo o ganando un electrón.4. Comprender el término de compuestos iónicos.

Cuerpo o Desarrollo

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.

(Wikipedia Enciclopedia libre)

Esto es lo que ocurre cuando se combinan el sodio y el cloro. El sodio tiene un único electrón en su capa más externa, y lo pierde con facilidad. De este modo su capa más externa pasa a ser una capa completa. Por su parte, el cloro tiene siete electrones en su capa más externa y facilidad para ganar otro electrón. De esta forma completa su última capa de electrones. El electrón de la capa más externa del sodio es transferido a la capa más externa del sodio, quedando ambos con su capa más externa completa. En este momento el sodio tiene 11 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de +1, y lo representamos como Na+. El cloro tiene ahora 17 protones en su núcleo y 18 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de -1, y lo representamos como Cl-.

Al unirse dos iones se forman lo que llamamos compuestos iónicos. Estos son formados por uno o más cationes y aniones, dependiendo el caso para estabilizar la molécula. Existen, también los que llamamos compuestos iónicos binarios, que son los que se componen de un anión de un elemento y el catión de otro elemento.

Ejemplo: Sodio y Cloro Na + Cl- NaCl

Al tener la misma carga, pero opuesta el compuesto se estabiliza. Si uno de los elementos tuviera más carga que su opuesto, entonces se le añade otra especie al elemento.

Ejemplo: litio y oxígeno Li + O² - Li2O El número 2 que aparece en el ejemplo anterior se llama subscrito.

Este número se utiliza para describir la cantidad de especies del elemento.(Mi primera Encarta 2,009)

Los iones poliatómicos son grupo de átomos con carga eléctrica, el primer átomo de la fórmula suele ser el átomo central al que están unidos los demás átomos para dar una combinación estable. Algunos ejemplos son, el ion amonio NH4, el ion sulfato, SO4

2– y ion nitrato, NO3- .

FÓRMULA, CARGA IONICA Y NOMBRE DE ALGUNOS IONES COMUNES

Cationes comunes (iones positivos) . Aniones comunes (iones negativos) .

Fórmula Carga Nombre Fórmula Carga NombreLi+ 1+ litio F– 1– fluoruroNa+ 1+ sodio Cl– 1– cloruroK+ 1+ potasio Br– 1– bromuroNH4

+ 1+ amonio I– 1– yoduroAg+ 1+ plata OH– 1– hidróxidoMg2+ 2+ magnesio NO3

– 1– nitratoFe3+ 3+ hierro(III) SO3

2– 1– sulfito

(férrico)

Conclusión

Ion es un átomo o grupo de átomos con carga eléctrica y los iones con carga positiva, se llaman cationes; los que tienen carga negativa, se llaman aniones. Compuesto iónico es cualquier compuesto químico que esta compuesto de iones opuestos. Compuesto iónico binario es el compuesto iónico que consiste en cationes de un elemento y aniones de otro elemento.

Masas Atómicas

Introducción

Las masas atómicas de los elementos químicos se calculan como la media de las masas de los distintos isótopos de cada elemento ponderada con su abundancia, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas de un elemento y el número de nucleones que alberga su núcleo.

La comparación directa y medición de las masas de los átomos se logra con la espectrometría de masas. La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.

Objetivo

1. Entender el término de masa atómica.2. Aprender a calcular la masa atómica.3. Aprender la unidad de masa atómica.

Cuerpo o Desarrollo

Masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la uma como unidad de medida. En química, los términos masa atómica y peso atómico se emplean indistintamente. Las masas atómicas de los elementos químicos se calculan como la media de las masas de los distintos isótopos de cada elemento ponderada con su abundancia, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas de un elemento y el número de nucleones que alberga su núcleo.

Por ejemplo, en el caso del carbono:

12C, abundancia: 98,9 % (en tanto por uno 0,989)13C, abundancia: 1,1 % (en tanto por uno 0,011) Masa atómica = 12 • 0,989 + 13 • 0,011 = 12,011

(enciclopedia.us.es/index.php/Masa_atómica)

A medida que los químicos de los siglos XVIII y XIX buscaban con esmero información acerca de la composición de los compuestos y trataron de sistematizar su conocimiento, quedo manifiesto que cada elemento tenía una masa relativa característica frente a cada elemento diferente. Aunque estos primeros científicos no contaban con medios experimentales para determinar la masa de cada tipo de átomo, tuvieron éxito en definir una escala relativa de masas atómicas.

una primera observación fue que el carbono y el hidrogeno tenían masa atómicas relativas, llamadas en forma tradicional pesos atómicos(PA). Miles de experimentos sobre la composición de compuestos han conducido a establecer una escala de masas atómicas relativas con base en la unidad de masa atómica (uma); esta se define exactamente como 1/12 de la masa de un tipo de átomo de carbono en particular, llamado carbono-12.

(Fundamentos de Quimica-Davis Witten)

Ejemplo:

Calcule la masa promedio, en gramos, de un átomo de hierro.

ESTRATEGIA:Pronosticamos que la masa de un átomo en gramos será un número muy pequeño; sabemos que la masa de una mol de átomos de Fe es de 55.85g y que tiene 6.022 x 1023 átomos de Fe, entonces con esta información establecemos factores unitarios para efectuar la conversión buscada.

SOLUCION:

? g Fe . = 55.85 g Fe . x 1 mol átomos Fe . = 9.274 x 10-23g Fe/átomo FeÁtomo Fe 1 mol átomos Fe 6.022 x 1023átomos Fe

Con esto podemos advertir que la masa promedio de un átomo de Fe es de 9.274 x 10-23g, esto es, 0.00000000000000000000009274g.

Masa Atómica La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede

ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.

El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la

atmósfera terrestre, como está determinado por la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos

y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC.2 Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso

atómico y está cercanamente relacionado a masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica

La masa isotópica relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica, cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12.

Medición de las masas atómicasLa comparación directa y medición de las masas de los átomos se logra con la espectrometría de masas.

más usado para los cálculos ordinarios.

ConclusiónLa masa atómica (ma) es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.1 La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo. La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos. La masa atómica de un isótopo raro puede diferir de la masa atómica relativa o peso atómico estándar en varias unidades de masa.

Mol

Introducción

Mol, es unidad básica del Sistema Internacional de unidades, definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12.

Objetivos

1. Determinar que es el mol.2. Aprender cual es el valor del mol y como se utiliza.

Cuerpo o Desarrollo

Una mol es un número de partículas, tal como lo es una docena, de hecho, a la mol se la ha considerado en ocasiones como “la docena química”.

(Fundamentos de química-Fred H. Redmore).

“Mol” proviene del latín moles significa “una masa”, “molécula” es el diminutivo de mol y significa “una masa pequeña”.

La masa de un mol de átomos de un elemento puro, en gramos, es igual a la masa atómica de ese elemento en unidades de masa atómica. También recibe el nombre de Masa Molar del elemento.

Sus unidades son gramos/mol, que pueden expresarse como g/mol o g.mol–1.

Podemos decir que una mol de 12C tiene una masa de 12gr. A partir de esto se obtiene la siguiente relación:

1 mol de átomo de H = 1.0gr.1 mol de moléculas de H2 = 2.0gr.

1 mol de moléculas de H2O = 18.0gr.

(Fundamentos de química-Davis Witten).

Equivalencias: • 1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales.• La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.• 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).• El número de moles (de átomos o de moléculas, según se trate de un elemento o un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es n = m/M, donde M es la masa atómica o molecular, según sea el caso.

(Wikipedia la enciclopedia libre)

Ejemplos

1. Calcular el número de moles de NaOH en 85.0 gr. De NaOH.

SOLUCIÓN:

El peso fórmula de NaOH es 40.0; por tanto haky 40gr. De NaOH en una mol. Entonces, el número de moles en 85gr. De NaOH se calcula como:

85gr. NaOH x 1 mol NaOH = 2.12 mol NaOH 40gr. NaOH

2. Calcular la masa en gramos de 0.720 moles de Ca3 (PO4)2

SOLUCIÓN:

El peso fórmula de Ca3 (PO4)2 es (3 X 40.1) + (2 X 31) + (8 X 16) = 310. Entonces, 1 mol de Ca3 (PO4)2 = 310 gr. Y la masa de 0.720 moles se calcula como:

0.720 mol Ca3 (PO4)2 X 310 gr. Ca3 (PO4)2 = 223 gr. Ca3 (PO4)2

1 mol Ca3 (PO4)2

Conclusión

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas

fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Número de Avogadro

Introducción

En química la constante de Avogadro es el número de entidades elementales que hay en un mol, esto es, el número de átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono-12. Originalmente se llamó número de Avogadro. En 2006, la CODATA recomendó este valor de:

Cuerpo o Desarrollo

Número de Avogadro o Constante de Avogadro, número de moléculas de un mol de cualquier sustancia, representado por el símbolo NA o L. Ha sido establecido en 6,0221367 × 1023, según los distintos métodos utilizados entre los químicos físicos.

Su nombre se debe al físico italiano Amedeo Avogadro, quien en 1811 estableció que volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión equivalentes, contienen un mismo número de moléculas. Este enunciado recibió el nombre de ley de Avogadro. Fue una teoría importante en el desarrollo de la química, aunque el número en concreto no pudo calcularse hasta finales del siglo XIX, cuando se extendió el concepto para incluir no sólo los gases sino todos los productos químicos. Aunque las consideraciones sobre el volumen no son aplicables a líquidos y sólidos, el número de Avogadro es válido para todas las sustancias, independientemente de su estado.

(Microsoft ® Encarta ® 2009.)

Relaciones físicas adicionales: Debido a su papel como factor de escala, la constante

de Avogadro establece un vínculo entre una serie de útiles constantes físicas cuando nos movemos entre la escala atómica y la escala macroscópica. Por ejemplo, establece la relación entre:la constante de los gases R y la constante de Boltzmann kB:

en J [[mol−1]] K−1

la constante de Faraday F y la carga elemental e:

en C [[mol−1]]La constante de Avogadro también entra en la definición de la unidad de masa atómica (u):

donde Mu es la masa molar.MedidaCoulombimetría

El primer método preciso de medir el valor de la constante de Avogadro se basaba en la coulombimetría. El principio consiste en medir la constante de Faraday,F, que es la carga eléctrica transportada por un mol de electrones, y dividir por la carga elemental,e , para obtener la constante de Avogadro.

El experimento clásico es el de Bowers y Davis en el NIST, y se basa en la disolución del metal plata del ánodo de una celda electrolítica, al pasar una corriente eléctrica constante I durante un tiempo conocido t . Si m es la masa de plata perdida por el ánodo y Ar el peso atómico de la plata, entonces la constante de Faraday viene dada por:

Los investigadores del NIST desarrollaron un ingenioso método para compensar la plata que se perdía desde el ánodo por razones mecánicas, y realizó un análisis isotópico de su plata para determinar el peso atómico apropiado. Su valor para la convencional constante de Faraday es: F90 = 96 485.39(13) C/mol, que corresponde a un valor para la constante de Avogadro de 6,022 1449(78) – 10 23 mol−1: ambos valores tienen una incertidumbre estándar relativa de 1.3 . 10-6.

Método de la masa de electrones (CODATA): El valor CODATA para la constante de Avogadro se

determina a partir del cociente entre la masa molar del electrón Ar(e), Mu y la masa en reposo del electrón me:

La "masa atómica relativa" del electrón, Ar(e), es una cantidad medible directamente, y la constante masa molar Mu, es una constante definida en el sistema SI. La masa en reposo del electrón, sin embargo, se calcula a partir de otras constantes medidas:

Como puede observarse en los valores de la tabla CODATA2006, el principal factor limitante en la precisión con la que se conoce el valor de la constante de Avogadro es la incertidumbre en el valor de la constante de Planck, ya que todas las demás constantes que contribuyen al cálculo se conocen con mucha más precisión.

ConstanteSímbolo

Valor 2006 CODATA

Incertidumbre estándar relativa

Coeficiente de correlacióncon NA

Masa atómica relativa del electrón

Ar(e)5.485 799 0943(23) . 10–4 4.2 . 10–10 0.0082

Masa molar Mu 0.001 kg/mol definida —

Constante de Rydberg

R∞10 973 731.568 527(73) m−1 6.6 . 10–12 0.0000

Constante de Planck

h6.626 068 96(33) . 10–34 Js

5.0 . 10–8 –0.9996

Velocidad de la luz

c299 792 458 m/s

definida —

Constante de estructura fina α 7.297 352

5376(50) . 10–3 6.8 . 10–10 0.0269

Constante de Avogadro

NA

6.022 141 79(30) . 1023 mol−1

5.0 . 10–8 1

Método de la densidad del cristal por rayos X

Ball-and-stick model de la celda unidad de de silicio. X-experimentos de difracción de rayos puede determinar el parámetro de la célula,a, que a su vez puede ser utilizado para calcular un valor para la constante de Avogadro.

=== X-ray crystal density method ===

Modelo de bolas y varillas de la celda unidad de silicio. Experimentos de difracción de rayos X pueden determinar el parámetro de celda, a, que a su vez puede utilizarse para calcular el valor de la constante de Avogadro.

Un método moderno para calcular la constante de Avogadro es utilizar la relación del volumen molar, Vm, al volumen de la celda unidad, Vcell, para un cristal sencillo de silicio:

El factor de ocho se debe a que hay ocho átomos de silicio en cada celda unidad.El volumen de la celda unidad se puede obtener por cristalografía de rayos X; como la celda unidad es cúbica, el volumen es el cubo de la longitud de un lado (conocido como el parámetro de la celda unidad, a. En la práctica, las medidas se realizan sobre una distancia conocida comod220/[[220/{{{2}}}|{{{2}}}]](Si) que es la distancia entre los planos indicadas por el índice de Miller {220}, y es igual a a/√8. El valor CODATA2006 para d220(Si) es 192.015 5762(50) pm, con una incertidumbre relativa de 2.8 . 10–8, correspondiente a un volumen de celda unidad de 1.601 933 04(13) . 10–28 m3.

La composición isotópica proporcional de la muestra utilizada debe ser medida y tenida en cuenta. El silicio presenta tres isótopos estables - 28Si, 29Si, 30Si - y la variación natural en sus proporciones es mayor que otras incertidumbres en las mediciones. La Masa atómica Ar para un cristal sencillo, puede calcularse ya que las masas atómicas relativas de los tres núclidos se conocen con gran exactitud. Esto, junto con la medida de la densidad ρ de la muestra, permite calcular el volumen molarVm que se encuentra mediante:

Donde Mu es la masa molar. El valor CODATA2006 para el volumen molar del silicio es 12.058 8349(11) cm3.mol-1, con una incertidumbre estándar relativa de 9.1 . 10–8. A partir de los valores CODATA2006 recomendados, la relativa incertidumbre en la determinación de la constante de Avogadro por el método de la densidad del cristal por rayos X es de 1,2 . 10-7, cerca de dos veces y media mayor que la del método de la masa del electrón.

(Wikipedia la encyclopedia libre)

Ejemplos

1. Calcular la masa en gramos de un átomo de carbono 12.

SOLUCIÓN:

En este caso tenemos que utilizar el número de átomos en una mol y la masa en gramos de una mol. El problema dice:

1 átomo 12C = ? gr.

Y por tanto procedemos como sigue:

1 átomo 12C X . 1 mol 12 C . X 12 gr . = 2 X 10–23 gr. 6.02 X 1023 átomos 12C 1 mol 12C

2. Calcular el volumen en centímetros cúbicos ocupados por 3.50 X 1026 átomos de aluminio si la densidad del aluminio es 2.70 gr/cm3.

SOLUCIÓN:

Primero debemos convertir los átomos a moles (utilizando el número de Avogadro), luego de moles a gramos (utilizando el peso atómico) y finalmente desde gramos a centímetros cúbicos (utilizando la densidad).

3.5 X 1026 átomos Al = 1 mol Al . X 27 gr Al . = 1cm 3 . = 5.81 X 103cm3

6.02 X 1023 átomos Al 1 mol Al 2.7gr.Al

Conclusión

. El número 6,023 x 1023 se llama NÚMERO DE AVOGADRO, en honor de Amadeo Avogadro. Los átomos, iones y moléculas tienen masas definidas, por ello un mol especifica un cierto número de unidades fórmula de la sustancia y también es un PESO DETERMINADO (PESO ATÓMICO O PESO MOLECULAR) de ella.

Masas formulares, moleculares y moles.

Introducción

MASA MOLECULARSe puede definir como la suma de los pesos atómicos

de los átomos de una Molécula. MASA FORMULAR

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. UNA MOL

Se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C.

Objetivos

1. Entender la determinación de las masas.2. Aprender a diferenciar entre estas masas.3. Comprender cada una de ellos por medio de ejemplos.

Cuerpo o Desarrollo

La masa formular:De una sustancia es igual a la suma de las masas

atómicas de los elementos de la fórmula, tomados el número de veces que aparece el elemento en la fórmula. Por tanto, una masa formular es igual a la masa de una unidad formular en unidades de masa atómica.

Cuando nos referimos de manera específica a sustancias moleculares (no iónicas), esto es sustancias que existen como moléculas discretas, utilizamos el término masa molecular (MM).

La cantidad de sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual a su masa formular en uma, tiene 6.022 X 1023 unidades formulares o una mol de sustancias, ésta suele recibir el nombre de Masa Molar de la sustancia. El valor numérico de la masa molar es igual al de la masa formular de la sustancia (la masa atómica de los átomos de los elementos) y sus unidades son gramos/mol).

(Fundamentos de química- Davis Witten).

MASA MOLECULARSe puede definir como la suma de los pesos atómicos

de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la uma. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente.

Así por ejemplo: si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos, etc.Molécula de agua H2OM = (2 x 1) + 16 = 18 g

Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la tabla periódica

MASA FORMULAREl peso fórmula de una sustancia es la masa de los

pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos.

Ejemplos: Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma)1 x Na = 1 x 23 uma 3 x H 3 x 1 uma = 3 uma1 x H = 1 x 1 uma 1 x P 1 x 31 uma = 31 uma1 x O = 1 x 16 uma 4 x O 4 x 16 uma = 64 uma

NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.

MOLHasta las cantidades más pequeñas de una sustancia

tienen un número monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos y una gruesa a una colección de 144 objetos). En química usamos una unidad llamada mol.

Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C.Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es...6.0221367 x 1023

El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de número de Avogadro.

Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos.

Para determinar el número de moles de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula:n = m/M

Donde:n= numero de molesm= masa del compuesto (o elemento)M= peso molecular o peso atómico (según sea el caso).

La masa formular:De una sustancia es

igual a la suma de las masas atómicas de los elementos de la fórmula, tomados el número de veces que aparece el elemento en la fórmula. Por tanto, una masa formular es igual a la

masa de una unidad formular en unidades de masa atómica.

La masa molar:La cantidad de

sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual a su masa formular en uma, tiene 6.022 X 1023

unidades formulares o una mol de sustancias, ésta suele recibir el nombre de Masa Molar de la sustancia.

Masa formular, moleculares y molar

El valor numérico de la masa molar es igual al de la masa formular de la sustancia (la masa atómica de los átomos de los elementos) y sus unidades son gramos/mol).

Masa Molecular:Se puede definir

como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la uma. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente.

Conclusión

MASA MOLECULAR

Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. El valor numérico de la MASA MOLAR es igual al de la masa formular de la sustancia (la masa atómica de los átomos de los elementos) y sus unidades son gramos/mol).MASA FORMULAR

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma.

Composición Porcentual y Fórmula de Compuestos.

Introducción

Desde el análisis de la composición porcentual, o centesimal, y el conocimiento de los pesos atómicos de los elementos, es posible obtener la relación mínima que existe entre los átomos de un compuesto. Esto se conoce como fórmula empírica y no necesariamente corresponde a la “fórmula molecular” o verdadera.

Objetivos

1. Determinar ¿qué es composición porcentual?2. Como calcular la composición porcentual.3. Y ¿Qué son las fórmulas de compuestos o cuáles son?

Cuerpo o Desarrollo

Composición Porcentual O Composición Centesimal: La composición porcentual de una sustancia es el

porcentaje de masa de cada elemento presente en un compuesto. El 100% está dado por la masa total del compuesto que ya conocemos como masa molar, o peso molecular como lo llamamos más frecuentemente.

La composición porcentual de cada elemento en un compuesto es siempre la misma, independientemente del tamaño de la muestra que se tome. La composición porcentual se puede calcular si se conoce la fórmula molecular del compuesto, así: % del elemento = masa total del elemento x 100.

Ejemplo:

¿Cuál es la composición porcentual del agua? • Recuerda que el peso molecular del agua es 18 u.m.a. o bien 18g/ mol. • Aplicamos la fórmula anterior:

% H = 2/18 x 100 = 11,11% % O = 16/18 x 100 = 88,88%

(es.wikibooks.org/wiki/.../Composición porcentual - En caché – Similares)

Para escribir las formulas de los compuestos correctamente, es importante tomar en cuenta que los compuestos son moléculas neutras. Por lo tanto, la carga total de los cationes debe ser igual a la carga total de los aniones, en el caso de los compuestos iónicos. Para los compuestos moleculares, el número de átomos de cada elemento se indica en el prefijo utilizado en su nombre. En todos los compuestos, el elemento de menor electronegatividad se escribe a la izquierda (este elemento se indica en la segunda parte del nombre). En general, los metales son menos electronegativos que los semi-metales y los no metales. Entre no metales, el flúor es el de mayor electronegatividad, seguido por el oxígeno, el cloro, el bromo y el yodo.

EJEMPLO:

Escriba la fórmula de los siguientes compuestos: yoduro de magnesio, decóxido de tetrafósforo, dióxido de carbono, nitrato de calcio y óxido de potasio.

SOLUCIÓN:

Yoduro de magnesio - Este compuesto es iónico. El magnesio es un ión de carga +2 y el yodo es un anión de carga –1. En un compuesto neutro, dos átomos de yodo se unirán a un átomo de magnesio. La fórmula del compuesto es MgI2. Decóxido de tetrafósforo – Este compuesto es covalente. Como lo indican los prefijos, el compuesto tiene cuatro átomos de fósforo y diez átomos de oxígeno. El elemento de menor electronegatividad es el fósforo por lo cual la fórmula del compuesto es P4O10.(www.amschool.edu.sv/Paes/science/quimicas.htm - En caché

- Similares)

EJEMPLO DE COMPOSICION PORCENTUAL

1. Calcular el porcentaje de composición del nitrato de calcio.

SOLUCIÓN:La fórmula de nitrato de calcio es Ca(NO3)2 y el peso fórmula se calcula así:

Ca = 1 X 40 = 40 N = 2 X 14 = 28 O = 6 X 12 = 96

Peso fórmula = 164

El porcentaje de cada elemento en el compuesto se calcula dividiendo la masa de cada elemento por la masa total y multiplicando por 100, dando,

% Ca = 40 . X 100 = 24% 164

% N = 28 . X 100 = 17% 164

% O = 96 . X 100 = 59% 164

2. En 1 mol de peróxido de hidrógeno (H 2 O 2 ) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H 2 O 2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H 2 O 2 se calcula de la siguiente forma:

 

+

La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos.

3. El ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.

Solución:La masa molar de H 3 PO 4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:

 

La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.

Composición porcentual:

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Composición Porcentual y Fórmula de Compuesto Fórmula de

compuestos:La fórmula de un

compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el

porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo

ConclusiónEl porcentaje se define como partes por ciento o una

fracción de cien. Dentro de cualquier sustancia compuesta, a cada elemento presente le corresponde un porcentaje determinado, que podemos calcular a partir de la molécula conociendo la fórmula de dicho compuesto.

Determinación de Fórmulas

Introducción

Podemos determinar la fórmula de un compuesto químico desconocido a partir de la composición porcentual de él mismo, gramos de cada elemento en una cantidad determinada de muestra. Habitualmente nos darán el tanto por ciento, por tanto lo que nos dan serán los gramos de dicho elemento presentes en 100 g de la muestra desconocida.

Objetivos

1. Poder determinar formulas a partir de la composición porcentual.

Cuerpo o Desarrollo

Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.

La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto. A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.

EJEMPLO:

El an-álisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3% de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de ese compuesto.

SOLUCIÓN:Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la composición porcentual del mismo, de esos 100 g corresponden 27,3 al carbono y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de cada elemento:

Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera entre ambos, a partir de la cual se tiene la relación de átomos en la fórmula empírica:

La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono.

Ejemplos:Calcule la fórmula empírica de un compuesto que tiene 26.6% de K, 35.4% de Cr y el resto de O.

SOLUCIÓN:

Tomamos como base que tenemos 100gramos de compuesto, según lo cual los porcentajes serán automáticamente gramos de compuesto. Se tendrán:

26.6 gr. De K35.4 gr. De Cr38.0 gr. De O

Ahora la convertimos a moles.

26.6 gr. K x 1mol K = 0.6820 mol 39.0gr K

35.4 gr. Cr x 1 mol Cr = 0.6807 mol 52.0 gr. Cr

38.0 gr. O x 1 mol = 2.3750 mol 16 gr. O

Para obtener números enteros dividimos cada resultado anterior entre el menor de ellos y estos nuevos resultados los escribimos como subíndices de la fórmula del compuesto. Siempre y cuando sean enteros, de lo contrario es necesario multiplicarlos por un número adecuado para eliminar todo decimal, ya que los subíndices de una fórmula no pueden ser decimales.

K = 0.6820 mol = 1 0.6807 mol

Cr = 0.6807 mol = 1 0.6807 mol

O = 2.3750 mol = 3.5 ~ 7/2 0.6807 mol

Aquí debieron haber quedado enteros para ponerlos como subíndices. Como no fue así es necesario quitar el decimal. Es evidente que al multiplicar por 2 los números obtenidos se tendrán puros números enteros positivos. Con este cambio los números quedan como: 2, 2, 7. Por lo que la fórmula empírica es: K2Cr2O7.

(www.hiru.com/es/kimika/kimika_00600.html - En caché - Similares)

Conclusión

A partir de la composición porcentual, se puede determinar las formulas de un compuesto químico desconocido, para

poder nombrarlos a través de las formulas obtenidas.

Determinación de Fórmulas Moleculares

Introducción

Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la empírica.

Objetivos

1. Aprender a determinar la formula molecular.

Cuerpo o Desarrollo

Formula molecular

Es un múltiplo de la mínima. Por tanto, para determinar la formula molecular de un compuesto es necesario contar con su formula mínima y su peso molecular, determinado experimentalmente.

Los pasos a seguir son:

Calcular el peso formula de la formula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que la forman.

Peso formula = pesos atómicos

Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso formula.

Factor = Peso molecular

Peso formula

Multiplicar el factor anterior, aproximado a un numero entero, por los índices de la formula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.

Formula molecular = Factor (formula mínima

(platea.pntic.mec.es/...química/determinacion_formulas.htm - En caché – Similares)

EJEMPLO:

1. Un compuesto tiene 40gr. De C, 6.7gr. de H y 53.3gr. de O. su peso molecular es 180.10uma. Determine su fórmula molecular.

SOLUCÓN:

Primero calculamos la fórmula empírica.

40gr. C x 1mol C = 3.3333 mol 12gr. C

6.7gr. H x 1mol H = 6.7000 mol 1gr. H

53.3gr. O x 1mol O = 3.3312 mol 16gr. O

Dividiendo entre el menor.

C = 3.3333 mol = 13.3312 mol

H = 6.7000 mol = 2 3.3312 mol

C = 3.3312 mol = 1 3.3312 mol Por lo que la fórmula empírica es CH2O.

Para calcular la fórmula molecular es necesario dividir el peso fórmula del compuesto entre el peso fórmula de la fórmula empírica. El resultado de esta división se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para transformarla en fórmula molecular.

El peso de la fórmula empírica es:

C = 12uma.H = 2uma.O = 16uma. 30uma.

Dividiendo el peso molecular entre el peso empírico tenemos:

180.10uma. = 6 30uma.

Al multiplicar este nuevo resultado por la fórmula empírica tenemos la fórmula molecular que es: C6H12O6.

2. Un compuesto contiene 27.3gr. de carbono, 4.55gr. de hidrogeno y 36.4gr. de oxigeno. El peso molecular es 90. Calcular la fórmula molecular.

SOLUCIÓN:Primero calculamos la fórmula empírica.

27.3 gr. C X 1 mol C = 2.28 moles C 12 gr. C

4.55 gr. C X 1 mol H = 4.55 moles H 1 gr. H

36.4 gr. C X 1 mol O = 2.28 moles O 16 gr. O

Dividiendo cada uno por el valor más pequeño (2.28) da Para C:

2.28 = 1 C 2,28

Para H.

4.55 = 2 H 2,28

Para O,

2.28 = 1 O 2,28

Por tanto la fórmula empírica es CH2O.La masa de una de estas “unidades fórmula empírica” es:

C = 1 X 12 = 12H = 2 X 1. = 2

O = 1 X 16 = 16 30

Si dividimos estos valores por el peso molecular, encontramos que hay tres de estas unidades fórmula en una molécula (90÷ 30 = 3).

Por lo tanto, la fórmula molecular es C3H6O3.

(Fundamentos de Química-Fred. H Redmore)

Conclusión

Para escribir la fórmula molecular nos deben dar como dato la masa molecular (uma) o la masa molar del compuesto (gramos). Pero antes hay que averiguar la fórmula empírica.

Usos de las Fórmulas moleculares

Cuerpo o Desarrollo

Una vez que manejamos el concepto de mol y el significado de las fórmulas químicas, podemos usarlas de muchas otras maneras. Los ejemplos de esta sección ilustran unos cuantos tipos más de información que podemos obtener de una fórmula química y del concepto de mol.

COMPOSICION DE LOS COMPUESTOS

EJEMPLO:

¿Qué masa de cromo hay en 35.8g de (NH4)2Cr2O7?

ESTATREGIA:

Primero resolvemos el problema en varios pasos.

Paso 1.

La fórmula nos dice que en cada mol de (NH4)2Cr2O7 hay dos moles de átomos de Cr, por tanto, primero determinamos las moles de (NH4)2Cr2O7 mediante el factor unitario.

1 mol (NH4)2Cr2O7

252 g (NH4)2Cr2O7

Paso 2.

Entonces convertimos las moles de (NH4)2Cr2O7 en moles de los átomos de Cr que contiene, usando el factor unitario.

2 moles átomos Cr1mol (NH4)2Cr2O7

Paso 3:

Ahora usamos la masa atómica del Cr para convertir moles de átomos de cromo en masa de cromo.

Masa de (NH4)2Cr2O7→mol(NH4)2Cr2O7→mol Cr→ masa Cr.

Solución:

Paso 1:

? Mol (NH4)2Cr2O7= 35.8 g (NH4)2Cr2O7 X _1 mol (NH4)2Cr2O7 =0.142 moles (NH4)2Cr2O7

252.0 g (NH4)2Cr2O7

Paso 2:

? Átomos Cr = 0.142 moles (NH4)2Cr2O7 X 2 moles átomos Cr__ = 0.284 moles átomos Cr

1 mol (NH4)2Cr2O7

Paso 3:

? g Cr = 0.284 moles átomos Cr X 52.0 g Cr____ = 14.8 g Cr 1 mol átomos Cr

Si entendió el razonamiento de estas conversiones, puede resolver el problema en un solo paso:

? g Cr = 35.8 g (NH4)2Cr2O7 X 1 mol (NH4)2Cr2O7 X 2 moles atomos Cr X 52.0 g Cr = 252.0 g (NH4)2Cr2O7 1 mol (NH4)2Cr2O7 1 mol Cr

R- 14.8 g Cr.

Pureza de Muestra

Casi todas las sustancias que se encuentran en los estantes de reactivos en el laboratorio no son 100% puras.

El porcentaje de pureza es el porcentaje en masa de una sustancia específica de una muestra impura. Cuando se emplean muestras impuras en un trabajo preciso, deben tomarse en cuenta las impurezas.

La etiqueta de hidróxido de sodio, NaOH, grado reactivo que tiene 98.25% de pureza en masa. Mediante esta información sabemos que las impurezas totales representan 1.8% de la masa de este material. Podemos establecer varios factores unitarios:

98.2 g NaOH, 1.8 g impurezas, y 1.8 g impurezas 100 g muestra 100 g muestra 98.2

g NaOH

Estos y sus inversas nos dan un total de seis factores unitarios.

PORCENTAJE DE PUREZAS

Calcule las masas de NaOH y de impurezas que hay en 45.2 g de NaOH de 98.2% de purezas.

ESTRATEGIA:

Con el porcentaje de NaOH en la muestra se obtiene el factor unitario 98.2 g NaOH .

100 g muestra

El resto de la muestra es 100% – 98.2% = 1.8% impurezas. Con este se obtiene el factor unitario 1.8 g impurezas. 100 g muestra

SOLUCIÓN:

? g NaOH = 45.2 g muestra X 98.2 g NaOH = 44.4 g NaOH 100 g muestra

? g impurezas = 45.2 g muestra X 1.8 g impurezas = 0.81 g impurezas

100 g muestra

(química-Davis Witten)

Introducción

Por medio de este capítulo daremos a conocer los siguientes temas:

1. Ecuaciones químicas.Una ecuación química es una descripción simbólica de una

reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas.

2. Balanceo de ecuaciones químicas.Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen

diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

3. Cálculos a partir de las ecuaciones químicas.

4. Reactivo limitante.El reactivo limitante es aquel que en una reacción

química, se acaba antes, determinando la cantidad de producto o productos obtenidos.

5. Rendimiento porcentual de las reacciones químicas.Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

6. Reacciones SecuencialesEste es un proceso por partes en las que comprenden: acoplamiento de Sonogashira.

7. Concentración de disoluciónEste es un proceso por partes en las que comprenden: acoplamiento de Sonogashira.

8. Dilución de disoluciones.Las disoluciones experimentan procesos de dilución, es

decir, teniendo una concentración determinada, se agrega mayor cantidad de disolvente para alcanzar menores concentraciones.

9. Uso de las disoluciones en las reacciones químicas.

Objetivos

1. Determinar cada uno de los temas.

2. Aprender realizar las ecuaciones químicas.

3. Aprender como calcular el reactivo limitante.

4. Aprender hacer cálculos a partir de las ecuaciones

químicas.

5. Comprender la concentración de disoluciones.

6. Aprender a usar las disoluciones en las reacciones

químicas.

Ecuaciones químicas

Introducción

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas. Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final.

Objetivos

1. Determinar que es una ecuación química.

2. Que nos indica las ecuaciones químicas.3. Para que se utilizan las ecuaciones químicas.

Cuerpo o Desarrollo

Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:

A + BC → AB + C

Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:

2 Mg + O2 → 2 MgO

Reactantes Producto

Significado de las ecuaciones químicas:

a. Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio

b. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.

En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .

Características de las Ecuaciones Químicas:

Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.

Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.

El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

Significado de las ecuaciones químicas:

Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio

Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.

Ecuaciones químicasCaracterísticas de las

Ecuaciones Químicas:Los reactantes y

productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.

Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.

El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación

de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

www.monografias.com › Quimica - En caché - Similares

Conclusión

Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. Las ecuaciones químicas permiten conocer cuáles son las sustancias que se combinan para formar productos, esto quiere decir las que se forman. La representación de una ecuación es por medio de la ecuación química, la cual está constituida por reactivos y productos separados por una flecha. En la ecuación química el número de reactivos que se obtiene debe de ser la misma cantidad que de productos.

Balanceo de ecuaciones químicas.

Introducción

El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de

Lavoisiere.

Objetivos

1. Determinar qué clase de balanceo hay.2. Aprender a balancear por los diferentes métodos.

Cuerpo o Desarrollo

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICASLas ecuaciones químicas permiten conocer cuáles son

las sustancias que se combinan para formar productos, esto quiere decir las que se forman. La representación de una ecuación es por medio de la ecuación química, la cual está constituida por reactivos y productos separados por una flecha. En la ecuación química el número de reactivos que se obtiene debe de ser la misma cantidad que de productos.

Balancear una ecuación es buscar que el número de átomos en el primer miembro con los del segundo se obtenga una igualdad por lo que es importante el uso de coeficientes, pero nunca se deberá alterar los subíndices.

Tanteo Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.

Ejemplo :

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF

Ecuación balanceada

Ejemplo :

K + H2O → KOH + H2

Ecuación no balanceada

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H2O → KOH + H2

Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H2O → 2 KOH + H2

Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2    

Ecuación balanceada

Algebraico Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Ecuación a balancear:

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2

Los pasos a seguir son los siguientes:

1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

A B C DFeS

+ O2 àFe2O3

+ SO2

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .

El símbolo produce (→) equivale al signo igual a (=).

      Fe       A = 2C

       S         A = D

2B = 3C + 2D

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación

se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A   B   C   D

FeS + O2 à  Fe2O3 + SO2

    Fe    A = 2C                     Sí C =2       A= D         2B = 3C + 2D     S     A = D                        A= 2C         D = 4         2B = (3)(2) + (2)(4)    O   2B = 3C + 2D            A= 2(2)                         2B = 14

                                                       A = 4                              B = 14/2     B = 7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A   B   C   D

4 FeS +

7 O2 à 2Fe2O3 + 4SO2

 Ecuación Balanceada

RedoxSe conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) .

Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .

Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :

Na + H2O → NaOH + H2

Na0 + H+12O-2 → Na+1O-2H+1 + H0

2

Reacción Redox Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.

Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.

Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Para la reacción anterior :         Na0 → Na+1  Oxidación                                         H+1

2 → H0

2   Reducción

Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de electrones ganados y/o perdidos.

BALANCEO REDOX Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:

K2Cr2O7 + H2O + S → SO2 + KOH + Cr2O3

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K+12Cr+6

2O-27 + H+1

2O-2 + S0 → S+4O-2

2 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-2

3

2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de

electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).

+6 e

Cr+6

2→ Cr+3

2

Reducción

- 4e

S0 → S+4 Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

+6 e

2 [

Cr+6

2→ Cr+3

2]

- 4e3 [

S0  ® S+4 ]

+12 e

2 Cr+6

2→ 2Cr+3

2

- 12e3 S0  → 3 S+4

4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S0   +  2Cr+6

2→ 3 S+4   

+ 2Cr+32

 2K2Cr2O7 + H2O + 3S    →   3SO2 + KOH + 2Cr2O3

5. Terminar de balancear por tanteo.

2K2Cr2O7  +  2H2O +  3S  →  3SO2  +  4KOH  +  2Cr2O3

payala.mayo.uson.mx/.../BALANCEO_DE_ECUACIONES_QUIMICAS.html - En caché -

Similares

Conclusión

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los

productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el

sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las

ecuaciones en equilibrio.

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de

diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea

el mismo tanto en reactantes como en productos

Cálculos a partir de las ecuaciones químicas

Introducción

Como ya se dijo al principio, las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje preciso y versátil. Las ecuaciones

químicas servirán para calcular las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar,

tanto como los números relativos de moléculas comprendidas en la reacción y como los números relativos de moles.

Objetivos

Aprender hacer cálculos a partir de las ecuaciones químicas.

Cuerpo o Desarrollo

En una ecuación química balanceada que representa una reacción química. Podemos realizar cálculos que nos indiquen cuanta masa de determinada sustancia se necesita para producir determinada cantidad de otra sustancia y también lo contrario.

EJEMPLO:

Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10.

Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:

Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:

de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:

por lo tanto:

Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.

Conclusión

A través de las ecuaciones ya balanceadas se pueden hacer cálculos, bien sea para obtener la cantidad de una

determinada sustancia.

Introducción

Reactivo limitante

Introducción

Reactivo limitante es el reactivo que se encuentra en menor proporción en moles que la que señala la proporción estequiométrica, de forma que, cuando él se acaba, la reacción se detiene y, por lo tanto, actúa limitando o controlando la cantidad máxima de producto que se puede obtener.

Objetivos

1. Determinar que es reactivo limitante.2. ¿Cómo calcular el reactivo limitante?

Cuerpo o DesarrolloReactivo limitanteCuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo 1:Para la reacción:

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10

moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?

Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula

de O2

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10

moléculas de O2.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el

reactivo limitante es el H2

Como trabajar con moléculas es lo mismo que

trabajar con moles. 

Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2

entonces como la estequiometría de la reacción es

tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2,

entonces el número de moles de O2 necesarias para

reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de

moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el

O2 es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha

consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es

el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el

reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará

para cada una de las cantidades que hay de

reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la

menor cantidad de producto.

Ejemplo 2:

Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas

para construir una baratija. Si el inventario habitual

es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas.

¿Cuantas baratijas se pueden producir? 

La ecuación correspondiente será:

En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de

arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar

1 mol de baratijas. 

1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número

de moles de ese reactivo que se usan en la

ecuación ajustada. Así se determina la máxima

cantidad de baratijas que pueden producirse por

cada reactivo. 

Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 

Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 

Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500

Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca. 

2) Determina el número de baratijas que pueden

hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el

reactivo limitante es la tuerca, el máximo número

de baratijas que pueden hacerse viene determinado

por el número de tuercas. Entran dos tuercas en

cada baratija, de modo que el número de bsratijas

que pueden producirse, de acuerdo con la

estequiometría del proceso es:

7,000 / 2 = 3,500 baratijas 

Ejemplo 3:

Considere la siguiente reacción: 

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con

1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO]

se obtendrán? 

1) Primero tendremos que convertir los gramos de

reactivos en moles: 

637,2 g de NH3 son 37,5 moles

1142 g de CO2 son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica

entre reactivos y productos: 

a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO 

a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que

se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su

totalidad: 

a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO 

a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos

obtener como máximo 18.75 moles de urea. 

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos: 

18,75 moles de (NH2)2CO son 1125 g.

ConclusiónEl reactivo limitante es aquel que en una reacción química,

se acaba antes, determinando la cantidad de producto o productos obtenidos. La reacción depende del reactivo

limitante (o R.L.), pues, según la ley de las proporciones definidas, los demás reactivos no reaccionarán cuando uno

se haya acabado.

Cuando se ha balanceado una ecuación, los exponentes representan el número de átomos de cada elemento en los

reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Rendimiento porcentual de las reacciones químicas

Introducción

Rendimiento real:Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico. Rendimiento teórico:Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento. Rendimiento porcentual:Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico. 

Objetivos

1. determinar que es rendimiento porcentual.2. Como calcular el rendimiento porcentual.

Cuerpo o Desarrollo

* * Rendimiento de la reacción:Rendimiento de la reacción: generalmente, las reacciones quimicas no presentan una eficiencia del 100 % debido a condiciones inadecuadas de presion y temperatura o a perdidas de productos por arrastre en aquellas reacciones que involucran gases. El rendimiento se expresa como porcentaje con respecto a uno o todos los productos y se calcula haciendo el cociente entre la masa obtenida y la masa que debería obtenerse, multiplicado por 100:

R= ( masa obtenida / masa teórica ) x 100

Veamos un ejemplo de aplicación:

Problema:Problema: se hacen reaccionar 50.00g de Cu (90% de pureza) con 400.00ml de una solución 6 M de  ácido nítrico a 50ºC y 3 atmósferas, con un rendimiento del 95 % respecto de Cu(NO3)2. Calcular:

a] Reactivo limitante y reactivo en excesob] Masa de reactivo en exceso.c] Masa de nitrato(V) de cobre (II) obtenida.d] Volumen de dióxido de nitrógeno obtenido.e] Moles y moléculas de agua obtenidos.

1º]- Debe plantearse la ecuación química e igualarla según lo indicado anteriormente.

Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

2º]- Se coloca debajo de la ecuación, las relaciones estequiométricas de masa y moles obtenidas a partir de los pesos atómicos y moleculares tomando en cuenta los coeficientes de igualación. También se colocan las masas o moles dados por el problema:

Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

Relac.esteq. 63.54g 252.00g 187.54g 92.00g 36.00g

1 mol 4 moles 1 mol 2 moles 2 moles

Datos e 50.00g 400 ml 95% masa? Vol.? moles?

Incógnitas (90%) sc. 6M molec.?

Resolución:Resolución:

a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:

masa de Cu agregada: 100% ----------> 50.00 g

90% -----------> x = 45.00 g de45.00 g de Cu puroCu puro

moles deHNO3 agregados: 1000 ml -----------> 6 moles 400.00ml ---------> x = 2.42.4 moles de HNOmoles de HNO33

masa de Cu que reacciona: Si 4 moles HNO33

---------> 63.54 g Cu 2.4 " " --------> x = 38.12 g Cu (necesarios)38.12 g Cu (necesarios)

Se necesitan 38.12 g de Cu para reaccionar con los 400.00 ml de ácido, pero agregamos 45.00 g de Cu, por lo tanto el cobre esta en exceso y, en consecuencia, el HNO3 es el reactivo limitante.

b] Masa de reactivo en exceso:b] Masa de reactivo en exceso:

masa de Cu exceso = 45.00 g Cu - 38.12 g Cu = 6.88 g Cu6.88 g Cu exceso.exceso.

c] Masa de Cu(NOc] Masa de Cu(NO33))22 obtenida: obtenida:Si 4 moles HNO33 ---------> 187.54 g Cu(NO33)22

2.4 " " ---------> x= 112.52 g112.52 g Cu(NOCu(NO33))22(sin considerar rendim.)(sin considerar rendim.)

Considerando el rendimiento del 95% se obtiene el 95% del valor calculado anteriormente, es decir:

100% ----------> 112.52 g Cu(NO33)22

95% -----------> x = 106.89 g Cu(NO106.89 g Cu(NO33))22

d] Volumen de NOd] Volumen de NO22 obtenido: obtenido:

Si 4 moles de HNO33 -----------> 2 moles de NO22

2.4 " " " ----------> x = 1.21.2 moles de NOmoles de NO22

De la ecuación General de Estado de Gases Ideales: (debemos trabajar con esta ecuación ya que el NO2 es un gas)

P . V = n . R . T => V = n . R . T / P =>

V = (1.2 mol x 0.082 l atm / mol K x 323.15 K ) / 3 atm = 10.60 litros10.60 litros.

e] Moles y moléculas de He] Moles y moléculas de H22O:O:

Si 4 moles de HNO33 -------------> 2 moles de H22O

2.4 " " " -------------> x = 1.2 moles de1.2 moles de HH22OO

Si 1 mol H22O -------------> 6.02 x 10 23 moléculas (NAA )

1.2 " " ------------> X= 7.22 x 107.22 x 1023 moléculas moléculas de Hde H22OO

Observación:Observación: en la resolución del problema, para calcular los productos se trabaja siempre con el reactivo limitante.

v redexperimental.gob.mx/descargar.php?id=325 - Similares

Conclusión

El rendimiento porcentual es la relacion entre el rendimiento real y el rendimiento teorico, multiplicada

por 100. Tanto el rendimiento teorico como el real deben estar expresados en las mismas unidades para

calcular el porcentaje:

(Rendimiento REAL/ Rendimiento TEORICO)*100 = REND. PORCENTUAL

Y claro, este rendimiento porcentual debe ser menor a 100

Si es igual a 100 (entonces es igual al teórico.

Reacciones secuenciales

Para convertir los materiales de partida en el producto deseado, es común realizar más de una reacción, esto se aplica a muchas reacciones que llevamos a cabo en el laboratorio y a muchos procesos industriales, los cuales reciben el nombre de reacciones secuenciales. La cantidad

de producto deseado de cada reacción se utiliza como material de partida en la reacción siguiente.

EJEMPLO:A temperaturas elevadas, el carbono reacciona con agua para formar una mezcla de monóxido de carbono, CO, e hidrogeno, H2.

C + H2O calor CO + H2

El monóxido de carbono se separa del H2 y entonces se usa para separar níquel de cobalto por formación de un compuesto gaseoso, tetracabonilo de níquel, Ni(CO)4.

Ni + 4CO→ Ni(CO)4

¿Qué masa de Ni(CO)4 podría obtenerse a partir del CO que se produce al hacer reaccionar 75g de carbono? Considere rendimiento de 100%.

ESTRATEGIA:

Interpretamos ambas ecuaciones químicas de la manera acostumbrada y resolvemos el problema en dos pasos, las que nos indica que una mol de C produce una mol de CO y que necesitamos cuatro moles de CO para producir una ml de Ni(CO)4.

1. Determinar las moles CO que se forman en la primera reacción.

2. A partir de las moles de Co que se forman en la primera reacción, calculamos los gramos de Ni(CO)4 que se producen en la segunda reacción.

SOLUCIÓN:C + H2O →CO + H2

1 mol 1mol 1mol 1mol

? mol CO = 75g C X 1 mol C X 1 mol CO = 6.25 moles CO

12g C 1 mol C

Ni + 4CO→ Ni(CO)4 1 mol 4 moles 1 mol

171g

? g Ni(CO)4 = 6.25 moles CO X 1 mol Nn(CO)4 X 171 g Ni(CO)4 = 267g Ni(CO)4

4 moles CO 1 mol Ni(CO)4

En forma alternativa, podemos integrar una serie de factores unitarios con base en las conversiones de las secuencia de reacciones y resolver el problema en solo paso.

g C → mol C → mol CO → moll Ni(CO)4 → g Ni(CO)4

? g Ni(CO)4 = 75g C X 1mol C X 1 mol CO X 1mol Ni(CO)4 X 171 g NI(CO)4 = 267g Ni(CO)4

120g C 1mol C 4 moles CO 1 mol Ni(CO)4

Química-Davis Witten.

Concentración de disoluciones

Introducción

Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.

Objetivos

1. Determinar que es una concentración de disoluciones.2. Aprender a calcular la concentración de una disolución.

Cuerpo o Desarrollo

La concentración de una disolución

Las propiedades de una disolución dependen de la naturaleza de sus componentes y también de la proporción en la que éstos participan en la formación de la disolución. La curva de calentamiento de una disolución de sal común en agua, cambiará aunque sólo se modifique en el experimento la cantidad de soluto añadido por litro de disolución. La velocidad de una reacción química que tenga lugar entre sustancias en disolución, depende de las cantidades relativas de sus componentes, es decir, de sus concentraciones. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto disuelta en una cantidad unidad de disolvente o de disolución.

Formas de expresar la concentración

Existen diterentes formas dé expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto

con la cantidad total de disolución, ya sea en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes:

Molaridad. Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro, una 0,5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:

La preparación de disoluciones con una concentración definida de antemano puede hacerse con la ayuda de recipientes que posean una capacidad conocida. Así, empleando un matraz aforado de 0,250 litros, la preparación de una disolución 1 M supondrá pesar 0,25 moles de soluto, echar en el matraz la muestra pesada, añadir parte del disolvente y agitar para conseguir disolver completamente el soluto; a continuación se añadirá el disolvente necesario hasta enrasar el nivel de la disolución con la señal del matraz.

Gramos por litro. Indica la masa en gramos disuelta en cada litro de disolución. Tiene la ventaja de ser una concentración expresada en unidades directamente medibles para el tipo de disoluciones más frecuentes en química (las de sólidos en líquidos). La balanza expresa la medida de la masa de soluto en gramos y los recipientes de uso habitual en química indican el volumen de líquido contenido en litros o en sus submúltiplos. Su cálculo es, pues, inmediato:

Tanto por ciento en peso. Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente:

siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente.

Para el estudio de ciertos fenómenos físico-químicos resulta de interés expresar la concentración en términos de proporción de cantidad de soluto a cantidad de disolvente. Se emplea entonces la molaRidad:

Molalidad. Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:

Como en el caso de la molaridad, la concentración molal de una disolución puede expresarse en la forma 2 m (dos molal) o 0,1 m (0,1 molal), por ejemplo.

APLICACIÓN: CÁLCULO DE CONCENTRACIONES

Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una disolución cuya densidad a 20 ºC es de 1,060 g/cm3. Calcúlese: a) El tanto por ciento en peso. b) La concentración en gramos por litro. c) La molaridad y d) La molalidad.

a) Tanto por ciento.

Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de disolución, es decir:

b) Gramos/litro.

Puesto que los datos están referidos a masas y no a volúmenes, es necesario recurrir al valor de la densidad y proceder del siguiente modo:

1. Se calcula la masa de un litro de disolución:

masa = volumen · densidad = 1 000 cm3 · 1,060 g/cm3 =

= 1 060 g

2. A partir del valor del tanto por ciento en peso se determina la masa en gramos del soluto contenida en la disolución:

La cantidad resultante representa la concentración en gramos de soluto (HCI) por litro de disolución.

c) Molaridad.

Dado que:

Sustituyendo resulta:

donde 36,47 es la masa molecular del HCI y, por tanto, la masa de su mol expresada en gramos.

De lo anterior se deduce que, cuando los datos del volumen de la disolución no son explícitos, el cálculo de la molaridad implica las etapas a y b como pasos intermedios.

d) Molalidad.

De acuerdo con su definición:

sustituyendo se tiene:

www.udbquim.frba.utn.edu.ar/.../DISOLUCIONES.htm - En caché - Similares

ConclusiónLa concentración de disolución nos indica la cantidad de soluto que hay

presente en una cantidad determinada disolvente o disolución.

Dilución de disoluciones

Introducción

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:

El disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.

El o los solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.

Objetivos

1. Determinar que es una dilución de disolución.2. Aprender a calcular la dilución de una disolución.

Cuerpo o Desarrollo

Las disoluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén del laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones "de reserva" se diluyen antes de utilizarlas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.

Por Ejemplo:

Suponga que se desea preparar 1 L. de una disolución de KMnO4; 0.400 M a partir de una disolución de KMn04; 1.00 M. Para ello se necesitan 0.400 moles de KMn04. Puesto que hay 1.00 moles de KMn04 en 1 L (o 1000 mL) de una disolución 1.00 M, en 0.400 X 1000 mL o 400 mL, de la misma disolución, habrá 0.400 moles de KMn04:

Por tanto, se deben tomar 400 mL de la disolución de KMnO4; 1.00 M y diluirlos hasta 1000 mL. adicionando agua (en un matraz volumétrico de 1 L). Este método da 1 L de la solución deseada de KMnO4; 0.400 M.

Al efectuar un proceso de dilución, conviene recordar que al agregar más disolvente a una cantidad dada de la disolución

concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto presente en la disolución. En otras palabras,

Puesto que la molaridad se define como los moles de soluto en un litro de disolución, el número de moles de soluto está dado por...

o Tambien...M x V = Moles de Soluto

donde Mi y Mf son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y Vi y Vf son los volúmenes respectivos de la disolución inicial y final. Desde luego, las unidades de Vi, y Vf deben ser las mismas (mL o L) para que los cálculos funcionen. Para verificar que los resultados sean razonables, se debe asegurar que Mi > Mf y Vi, > Vf.

tplaboratorioquimico.blogspot.com/.../dilucin-de-disoluciones .html - En   caché - Similares

Conclusión

La dilución es un procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir

de una más concentrada.

Uso de las disoluciones en las reacciones químicas

Si estamos planeando llevar a cabo una reacción en disolución, debemos calcular las cantidades de disolución que necesitamos. Si conocemos la molaridad de una disolución, podemos calcular la cantidad de soluto que contiene un volumen dado de esa disolución.

EJEMPLO:

Calcule(a) las moles de H2SO4 y (b) los gramos de H2SO4 que hay en 500ml de de disolución de H2SO4 0.324M.

ESTRATEGIA:

Puesto que hay dos cálculos paralelos en este ejemplo, estableceremos la estrategia de cada uno justo antes de efectuar el cálculo.

SOLUCIÓN:

(a)El volumen de disolución en litros multiplicados por su molaridad de las mol de soluto, H2SO4 en este caso.

? mol H2SO4 = 0.500L sol X 0.324 mol H2SO4= 0.162 mol H2SO4

1 L sol

(b)Para calcular la masa de H2SO4 en la disolución, podemos utilizar el resultado de la parte (a).

? g H2SO4 = 0.162 mol H2SO4 X 98.1 g H2SO4 = 15.9 g H2SO4

1 mol H2SO4

La masa de H2SO4 en la disolución puede calcularse sin incluir en forma explícita moles de H2SO4.

? g H2SO4 = 0.500 L sol X 0.324 mol H2SO4 X 98.1 g H2SO4 = 15.9g H2SO4

1 L sol 1 mol H2SO4

Una de las aplicaciones más importante de la molaridad es relacionar el volumen de la disolución de concentración conocida con la masa del otro reactivo.

Química-Davis Witten

Introducción

En este capitula daré a conocer los siguientes temas:

1.Clasificación de los elementos químicos.

En la clasificación de los elementos químicos se encuentran los metales, no metales, metaloides y gases nobles.

2.Periodicidad.

3.Número de oxidación.El número de oxidación es un número entero que representa el número de

electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto

determinado.

Objetivos

1.Determinar cada uno de los temas del capítulo.

2.Aprender la clasificación de los elementos químicos.

3.Comprender que es periodicidad.4.Determinar que es el número de

oxidación y para que lo podemos utilizar.

Clasificación de los elementos químicos

Introducción.

La cclasificación de los elementos químicos se da Por su reactividad; por su utilidad; por su impacto económico; y por

su impacto ambiental.

Objetivos

1. Aprender la clasificación de los elementos químicos.

2. Determinar cada uno de las clasificaciones de los elementos químicos.

Cuerpo o Desarrollo

Clasificación de los elementos químicos     De acuerdo con la Tabla del Sistema Periódico los elementos químicos se clasifican de la siguiente forma según sus propiedades físicas:

§         Metales§         Metales de transición.§         Metaloides§         No metales§         Gases Nobles§         Lactínidos y Actínidos

Metales:Son elementos químicos que generalmente contienen

entre uno y tres electrones en la última órbita, que pueden ceder con facilidad, lo que los convierte en conductores del calor y la electricidad.        

Los metales, en líneas generales, son maleables y dúctiles, con un brillo característico, cuya mayor o menor intensidad depende del movimiento de los electrones que componen sus moléculas.        

El oro y la plata, por ejemplo, poseen mucho brillo y debido a sus características físicas constituyen magníficos conductores de la electricidad, aunque por su alto precio en el mercado se prefiere emplear, como sustitutos, el cobre y el

aluminio, metales más baratos e igualmente buenos conductores.

Un 75% de los elementos químicos existentes en la naturaleza son metales y el resto no metales  gases nobles, de transición interna y metaloides.

Metaloides: Son elementos que poseen, generalmente, cuatro

electrones en su última órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Esos elementos conducen la electricidad solamente en un sentido, no permitiendo hacerlo en sentido contrario como ocurre en los metales. El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos semiconductores para la industria electrónica, como rectificadores diodos, transistores, circuitos integrados, microprocesadores, etc.

No metales: Poseen, generalmente, entre cinco y siete electrones

en su última órbita. Debido a esa propiedad, en lugar de ceder electrones su tendencia es ganarlos para poder completar ocho en su última órbita. Los no metales son malos conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y, en estado sólido, son frágiles.

Gases nobles: Son elementos químicos inertes, es decir, no

reaccionan frente a otros elementos, pues en su última órbita contienen el máximo de electrones posibles para ese nivel de energía (ocho en total). El argón (Ar), por ejemplo, es un gas noble ampliamente utilizado en el interior de las lámparas incandescentes y fluorescentes. El neón es también otro gas noble o inerte, muy utilizado en textos y ornamentos lumínicos de anuncios y vallas publicitarias extremadamente oxidante y forma cloruros con la mayoría de los elementos.

www.monografias.com › Quimica - En   caché - Similares

Metales:

Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

No Metales

:

Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.

Metaloides:

poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.

Gases nobles:Son elementos químicos

inertes, es decir, no reaccionan frente a otros elementos, pues en su última órbita contienen el máximo de electrones posibles para ese nivel de energía (ocho en total).

ConclusiónLas características de los elementos METALICOS son:Conducen con facilidad el calor y la electricidad. Presentan brillo metálico Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como MALEABILIDAD y DUCTILIDAD. Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr. Al combinarse con NO METALES ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (CATIONES). Los NO METALES presentan las siguientes características:

Son malos conductores del calor y la electricidad. No son maleables ni dúctiles. Reciben electrones al combinarse con los METALES adquiriendo así cargas NEGATIVAS (ANIONES). Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como METALOIDES.

Periodicidad

INTRODUCCIÓN

¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? estas pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica

CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES

Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:

Johann W. Dobeneiner

:

Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas.

John Newlands:

Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

Dimitri Mendeleiev

y Lothar Meyer:

Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.  

Ley periódica:

→

" Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "

lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente. 

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

Metales:

Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

No Metales:

Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.

Metaloides:

poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

Elementos represent

ativos:

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel. 

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35

La distribución electrónica correspondiente es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

3d10 4p5

la cual en forma ascendente es ;

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10

4s2 4p5

El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

Grupo IA:

Alcalinos

Grupo IIA

Alcalinotérreos

Grupo VIIA:

Halógenos

Grupo Gases

VIIIA: nobles

Elementos de

transición:

Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.  

Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47 

La distribución electrónica correspondiente es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

3d10 4p5 4p6 5s2 4d4

la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d10 4s2 4p6 4d4 5s2

El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B. 

Elementos de

tierras raras:

Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.  

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA

COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:

Radio atómico:  Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda). 

 El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia

Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período.

Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un

átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. 

Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. 

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

www.cespro.com/.../Contquimica/QUIMICA.../periodicidad_quimica.htm - En caché - Similares

Número de oxidación

Introducción

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando

forma un compuesto determinado.

Objetivos

1. Determinar que es número de oxidación.2. Aprender en donde se puede utilizar y como se utiliza.

Cuerpo o Desarrollo

NÚMERO DE OXIDACIÓN

 

       Se denomina número de oxidación a la carga que se le

asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

 

       Las reglas son:         v      Los electrones compartidos por átomos de

idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.

 

       v      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.

 

       De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas

prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.

 

        

Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:

 

       En las sustancias simples, es decir las formadas

por un solo elemento, el número de oxidación es 0. Por ejemplo: Auo, Cl2o, S8

o.

 

  El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación -1.

 

  El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.

 

  En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.

 

       Por ejemplo:    Na+1 (Carga del ión) +1 (Número de oxidación)

  

  S-2 -2 (Número de oxidación)

 

  Al+3 +3 (Número de oxidación)

 

       v      Recordemos que los elementos de los grupos

IA (1) y IIA (2) forman iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.

 

       v      La suma de los números de oxidación es igual

a la carga de la especie; es decir, que si se trata de

sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

 

     

  Por ejemplo:         a) Para calcular el número de oxidación del S en el

Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y el O: -2

 

       +1 X -2    Na2 S O3         Nota: es frecuente colocar los números de oxidación

individuales en la parte superior de cada elemento. 

       La suma de los números de oxidación en este caso debe

ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:

 

       (+1) x 2 + X + (-2) x 3 = 0    2 + X - 6 = 0    X = + 4              +1 +4 -2    Na2 S O3         En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad

de la carga le corresponde a él. 

       b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el

Cr2O7= nos basaremos en el O: -2

 

       X _2    (Cr2 O7)-2       

  2 x X + (-2) x 7 = -2 (Suma igual a la carga del ión)

 

       resolviendo, encontramos que X = + 6         +6 _2    (Cr2 O7)-2   

www.unlu.edu.ar/~qui10017/.../Capitulo%20III.htm - En caché - Similares

ConclusiónEl estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que el átomo

ha aceptado o cedido. El estado de oxidación es una aproximación conceptual.

Introducción

Por medio de este capítulo daré a conocer lo que es nomenclatura; ya que nomenclatura es un conjunto de reglas o

formulas que se utilizan para nombrar todos aquellos elementos y los

compuestos químicos.

La nomenclatura se clasifica en: sistemático, stock, y clásico.

Objetivos

1.determinar que es nomenclatura.2.Para que podemos utilizar la

nomenclatura.En que se clasifica la nomenclatura.

Nomenclatura

Introducción

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion H +1 ; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH -1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Nomenclaturas

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

Nomenclatura sistemática o estequiométrica: Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo H2O que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en la molécula, aunque en una fórmula química la atomicidad también se refiere a la proporción de cada elemento en el que se llevan a cabo las reacciones para formar el compuesto; en este estudio de nomenclatura es mejor tomar la atomicidad como el número de átomos en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos es prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico.

Prefijos griegos

Atomicidad

mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

octa- 8

nona- (o eneá)

9

deca- 10

Por ejemplo, CrBr3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono

En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc.

Ejemplo: Ca5F (PO4)3 = fluoruro tris (fosfato) de calcio, ya que si se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P3O10]5-, en cuyo caso sería: Ca8F (P3O10)3.

Nomenclatura Stock: Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con nombre específico (valencia o número de oxidación, es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones), anteponiendo a este número, encerrado entre paréntesis, se escribe el nombre genérico y el específico del compuesto de esta forma: nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (en compuestos binarios y

ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo en una fórmula molecular.

Ejemplo: Fe2+3S3

-2. sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III del hierro en el subíndice o atomicidad del azufre].

Nomenclatura tradicional o clásica o funcional: En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos griegos.

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, se usa el sufijo –ico o simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”.

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico. … -oso cuando el elemento usa la valencia menor: FeO, valencia del hierro (II), óxido ferroso … -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2O3, valencia del hierro (III), óxido férrico

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos hipo - … - oso (para la valencia inferior) … -oso (para la valencia intermedia) … -ico (para números de valencia superior)

Cuando tiene cuatro distintas valencias se usan los prefijos y sufijos hipo - … - oso (para la valencia inferior) … -oso (para la valencia intermedia inferior) … -ico (para la valencia intermedia superior) per - … - ico (para la valencia superior):Ejemplo: Mn2

+7O7-2

óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de dos números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7).

Otras reglas y conceptos generalesLos compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos nombres: el genérico y el específico. El nombre genérico o general es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química, por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc. Y el nombre específico es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por ejemplo, óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres

específicos ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe2 O3, respectivamente.

En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más electronegativo). Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca el nombre genérico de primero, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo) y el nombre específico en segundo lugar que es el que designa al elemento de la izquierda (el menos electronegativo). Por ejemplo: óxido de sodio - Na2O, el nombre genérico óxido hace referencia al segundo elemento de la fórmula que es el “oxígeno”, el más electronegativo, y el nombre específico “sodio” hace referencia al primer elemento de la fórmula que es el sodio y el menos electronegativo o más electropositivo.

Cómo se trabajan los números de valencia: muchos elementos pueden trabajar con más de un número de valencia, hasta el número 7 de valencia en los elementos representativos. Con las fórmulas moleculares se puede determinar con que número trabajan los elementos del compuesto.

En la fórmula de un compuesto la suma de los números de valencia entre los elementos debe ser cero, lo que significa que la molécula será neutra y sin carga, a menos que la fórmula indique lo contrario con una carga positiva o negativa de la molécula o ion. Por ejemplo: FeO, este compuesto es un óxido y el oxígeno en los óxidos trabaja con una valencia de -2, así que para que la molécula sea neutra el hierro debe sumar el número de valencias suficientes para que la suma de valencias sea cero. Los números de valencia con los que puede trabajar el hierro son +2 y +3, así que, para esta molécula el hierro va a utilizar la valencia +2. Como solo hay un átomo de hierro y la valencia es +2, el elemento en esa molécula tiene carga de +2 y de igual manera como solo hay un átomo de oxígeno y trabaja con la valencia -2, la carga de este elemento es de -2. Y ahora la suma de valencias o cargas es igual a cero (+2) + (-2) = 0. La fórmula con valencias para este compuesto sería Fe2O-2. En otro ejemplo, en el compuesto Fe2O3 se busca también un cero en la suma de valencias para que la molécula sea neutra, así que como hay 3 átomos de oxígeno y este trabaja con la valencia -2, la carga para este elemento en la molécula son el número de átomos del elemento multiplicado por el número de valencia con el que este trabaja, que en total seria -6. De esta manera los átomos de hierro deben de sumar valencias para hacer cero al -6 de los oxígenos, en la sumatoria final. Como hay 2 átomos de hierro, este va a

trabajar con el número de valencia +3 para hacer un total de +6, que sumados con los -6 de los oxígenos seria cero, que significa una carga neutra para la molécula. Los números de átomos y valencias en la molécula son:

No. de átomos de hierro = (2) No. de valencia para cada uno de los átomos de hierro = (+3) No. de átomos de oxígeno = (3) No. de valencia para cada uno de los átomos de oxígeno = (-2)

La operatoria completa se vería así: [2(+3)] + [3(-2)] = 0. La fórmula con valencias seria Fe2

3O3-2 (los números de valencia

normalmente se colocan como superíndices del átomo en una fórmula molecular). Como ya se había explicado anteriormente el número de valencias indica los electrones que se juegan en un enlace, y en este último compuesto, Fe2

3O3-2, cada uno de los 2 átomos de hierro está cediendo 3

electrones a los átomos de oxígeno, que a la vez cada uno de los 3 oxígenos está ganando 2 electrones. 2 de los 3 átomos de oxígeno reciben 2 electrones de los 2 átomos de hierro, y el 3er átomo de oxígeno recibe 2 electrones, 1 electrón sobrante de cada uno de los 2 átomos de hierro.

En la siguiente tabla se presentan los elementos que generalmente se usan para formar compuestos. Los números de valencia están en valor absoluto.

Elemento

Símbolo

Número de Valencia

Elemento

Símbolo

Número de Valencia

Aluminio

Al 3Antimonio

Sb 3 y 5

Arsénico

As 3 y 5 Astato At 1, 3, 5 y 7

Azufre S 2, 4 y 6 Bario Ba 2

Berilio Be 2 Bismuto Bi 3 y 5

Boro B 3 Bromo Br 1 y 5

Cadmio Cd 2 Calcio Ca 2

Carbono

C 2 y 4 Cesio Cs 1

Cinc Zn 2 Circonio Zr 4

Cloro Cl 1, 3, 5 y 7 Cobalto Co 2 y 3

Cobre Cu 2 y 1 Cromo Cr 2, 3, 4, 5 y 6

Escandio

Sc 3 Estaño Sn 2 y 4

Estroncio

Sr 2 Flúor F 1

Fósforo P 1,3 y 5 Galio Ga 3

Germanio

Ge 2,4 y -4 Hafnio Hf 4

Hidrógeno

H 1 y -1 Hierro Fe 2 y 3

Iridio Ir 2, 3, 4 y 6 Itrio Y 3

Lantano La 3 Litio Li 1

Magnesio

Mg 2Manganeso

Mn 2, 3, 4, 6, 7

Mercurio

Hg 1 y 2Molibdeno

Mo 2, 3, 4, 5 y 6

Niobio Nb 3 Níquel Ni 2 y 3

Nitrógeno

N 2, 3, 4 y 5 Oro Au 1 y 3

Osmio Os 2, 3, 4 y 6 Plata Ag 1

Platino Pt 2 y 4 Plomo Pb 2 y 4

Potasio K 1 Renio Re 1, 2, 4, 6 y 7

Rodio Rh 2, 3 y 4 Rubidio Rb 1

Rutenio Ru 2, 3, 4 y 6 Selenio Se 2, 4 y 6

Silicio Si 4 Sodio Na 1

Talio Tl 1 y 3 Tántalo Ta 5

Tecnecio

Tc 7 Telurio Te 2, 4 y 6

Titanio Ti 3 y 4 Vanadio V 2, 3, 4 y 5

Yodo I 1,3, 5 y 7

Óxidos (compuestos binarios con oxígeno)

Son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente a los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia -1. Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemás de nomenclaturas; si se utiliza el sistema Stock el número romano es igual a la valencia del elemento diferente del oxígeno, si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijo se designan de acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura sistemática no se tienen en cuenta las valencias, sino que, se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.

Óxidos básicos (metálicos)Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal2 + O. Si la valencia del metal es par, se simplifica el subíndice 2 del metal. En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. Y en la nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico.

En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas: metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los óxidos y los metales con números de valencia iguales a 4 y mayores se nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos: V2O3 se nombra como óxido, óxido vanádico; V2O5 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (-oso) y 3 (-ico) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos. Metal + Oxígeno → Óxido básico4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

Compuesto

Nomenc. sistemática Nomenc. StockNomenc. tradicional

K2Omonóxido de dipotasio u óxido de dipotasio

óxido de potasio (I) u óxido de potasio

óxido potásico u óxido de potasio

Fe2O3 trióxido de dihierro // óxido de hierro (III) óxido férrico

sesquióxido de hierro

FeO monóxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso

SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV)óxido estánico dióxido de cobre ii

Cuando los no metales, nitrógeno y fósforo, trabajan con números de valencia 4 y 2 mientras se enlazan con el oxígeno se forman óxidos (ver la sección de anhídridos, penúltimo párrafo).Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos)

Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es No Metal2O. De ser posible, se simplifica. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos.

En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos.hipo - … - oso (para números de valencia 1 y 2) … -oso (para números de valencia 3 y 4) … -ico (para números de valencia 5 y 6) per - … - ico (para el número de valencia 7) No metal + Oxígeno → Anhídrido2S + 3O2 → 2SO3

Compuesto

Nomenc. sistem. Nomenc. StockNomenc. tradicional

Cl2Oóxido de dicloro o monóxido de dicloro

óxido de cloro (I)

anhídrido hipocloroso

SO3 trióxido de azufreóxido de azufre (VI)

anhídrido sulfúrico

Cl2O7 heptóxido de dicloroóxido de cloro (VII)

anhídrido perclórico

Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema Stock y difluoruro de oxígeno

para el sistemático. La fórmula es O2F2-1. Los óxidos de

nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes:

Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula N O . Dióxido de nitrógeno , de fórmula N O 2. Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno, de fórmula

N2O. Trióxido de dinitrógeno , de fórmula N2O3. Tetróxido de dinitrógeno , de fórmula N2O4. Pentóxido de dinitrógeno , de fórmula N2O5.

Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están los óxidos de nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:

N21O-2 Anhídrido hiponitroso

N2O-2 Óxido hiponitroso N2

3O3-2 Anhídrido nitroso

N24O4

-2 Óxido nitroso N4O2

-2 Óxido nitroso N2

5O5-2 Anhídrido nítrico

P23O3

-2 Anhídrido fósforoso P4O2

-2 Óxido fósforoso P2

5O5-2 Anhídrido fosfórico

Cuando los metales con más de dos números de valencia y que trabajan con los números de valencia iguales o mayores a 4 mientras se enlazan con el oxígeno, forman anhídridos.

PeróxidosLos peróxidos son obtenidos cuando reacciona un oxído con el oxígeno monoatómico y se caracterizan por llevar el grupo peróxido o unión peroxídica (-o-o-). Son compuestos diatómicos en donde participan el grupo peróxido y un metal. La fórmula general de los peróxidos es Metal + (O-1) 2

-2. En el sistema tradicional se utiliza el nombre peróxido en lugar de óxido y se agrega el nombre del metal con las reglas generales para los óxidos en esta nomenclatura. En las nomenclaturas Stock y sistemática se nombran los compuestos con las mismás reglas generales para los óxidos. No todos los metales forman peróxidos y habitualmente lo hacen los del grupo 1A y 2A de la tabla periódica. (Angeloni, Sanie Maria. Lima, Juan. PROTON 1. Fundación en Alianza.2007. Asunción. Paraguay.)Metal + Grupo peróxido → Peróxido2Li+1 + (O)2

-2 → Li2(O)2

Compue Nomenc. Nomenc. Stock Nomenc.

sto sistemática tradicional

H2O2dióxido de dihidrógeno

óxido de hidrógeno (I) u óxido de hidrógeno

peróxido de hidrógeno

CaO2 dióxido de calcio dióxido de calcio (II)peróxido de calcio

ZnO2 dióxido de zinc óxido de cinc (II) peróxido de zinc

SuperóxidosTambién llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión superóxido, la fórmula general es Metal + (O 2)-1 Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el grupo superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos. Se nombran como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido.Metal + Grupo superóxido → SuperóxidoLi+1 + (O2)-1 → LiO2

Compuesto Nomenclatura

KO2superóxido o hiperóxido de potasio

CaO4 ó Ca (O2)2

superóxido de calcio

CdO4 superóxido de cadmio

OzónidosSon compuestos binarios formados por el grupo ozónido, que son 3 oxígenos enlazados con una valencia total de -1. La fórmula general para los ozónidos es Metal + (O3)-1. Los ozónidos se nombran de forma análoga a los peróxidos con la diferencia que en estos compuestos se utiliza el nombre ozónido en lugar de peróxido.Metal + Grupo ozónido → OzónidoK + (O3)-1 → KO3

Compuesto

Nomenclatura

KO3ozónido de potasio

RbO3ozónido de rubidio

CsO3ozónido de cesio

Hidruros (Compuestos binarios con hidrógeno)Hidruros metálicos

Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es MHx (x=valencia del metal). Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los prefijos -oso o -ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para los sistemas Stock y sistemático se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre genérico.Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico2K + H2 → 2KH

Compuesto

Nomenc. sistemática Nomenc. StockNomenc. tradicional

KHmonohidruro de potasio o hidruro de potasio

hidruro de potasio (I) o hidruro de potasio

hidruro potásico o hidruro de potasio

NiH3 trihidruro de níquel hidruro de níquel (III) hidruro niquélico

PbH4 tetrahidruro de plomohidruro de plomo (IV)

hidruro plúmbico

Hidrácidos e hidruros no metálicosLos hidrácidos (compuestos binarios ácidos) e hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver la sección oxácidos.Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H+1 Br-1 (g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálicoCl2 + H2 → 2HCl(g)

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra

ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.Hidruro No metálico + Agua → HidrácidoHCl(g) + H2O → H+1 + Cl-1

Compuesto

en estado puro en disolución

HFfluoruro de hidrógeno

ácido fluorhídrico

HClcloruro de hidrógeno

ácido clorhídrico

HBrbromuro de hidrógeno

ácido bromhídrico

HIyoduro de hidrógeno

ácido yodhídrico

H2Ssulfuro de hidrógeno

ácido sulfhídrico

H2Seseleniuro de hidrógeno

ácido selenhídrico

H2Teteluluro de hidrógeno

ácido telurhídrico

BoranosSon compuestos binarios entre el hidrógeno y el boro que generalmente se enlazan siguiendo la fórmula BnHn+4. Estos compuestos no se nombran en un sistema de nomenclatura específico ya que las reglas para nombrarlos son especiales. Se utiliza la palabra borano con un prefijo numérico griego (tabla) que depende del número de átomos de borano presentes en la molécula.

Compuesto

Nombre

BH3monoborano o borano

B2H6 diborano

B3H7 triborano

B4H8 tetraborano

B10H14 decaborano

SilanosSon compuestos binarios de hidrógeno y silicio que se enlazan generalmente siguiendo la fórmula SinH2n+2. Los silanos al igual que los boranos no tienen un sistema de

nomenclatura específico para ser nombrados y utilizan las mismas reglas de nomenclatura, con la palabra silano como base.

Compuesto

Nombre

SiH4monosilano, silano o tetrahidruro de silano

Si2H6 disilano

Si3H8 trisilano

Si4H10 tetrasilano

Si10H22 decasilano

GermanosSon compuestos binarios de hidrógeno y germanio que se enlazan generalmente siguiendo la misma fórmula que los silanos GenH2n+2. Los germanos al igual que los boranos y silanos no tienen un sistema de nomenclatura específico para ser nombrados y utilizan las mismas reglas de nomenclatura que los silanos, con la palabra germano como base.

Compuesto

Nombre

GeH4monogermano, germano o tetrahidruro de germano

Ge2H6 digermano

Ge3H8 trigermano

Ge4H10 tetragermano

Ge10H22 decagermano

Hidruros con los nitrogenoidesEstos hidruros son compuestos binarios de hidrógeno y un elementos de la familia V que se enlazan siguiendo la fórmula N.M.H3. A estos compuestos se les llama por sus nombres comunes, aunque muy raramente se les nombra con las reglas de nomenclatura de los hidruros (metálicos). En estos hidruros no metálicos el hidrógeno es el elemento más electronegativo en el compuesto.No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

N2 + 3H2 → 2NH3

Compuesto

Nombre

NH3 amoníaco o trihidruro de

nitrógeno

PH3fosfina o trihidruro de fósforo

AsH3arsina o trihidruro de arsénico

SbH3estibina o trihidruro de antimonio

BiH3bismutina o trihidruro de bismuto

HidrocarburosSon compuestos orgánicos poliatómicos formados por hidrógeno y carbono.

Oxácidos (compuestos ternarios ácidos)También llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos ternarios originados de la combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. La fórmula general para los oxácidos es H.X.O donde “X” representa al no metal. En el sistema tradicional se les nombra con las reglas generales para los anhídridos sustituyendo la palabra anhídrido por ácido (ya que de los anhídridos se originan). Para el sistema Stock se nombra al no metal con el sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de hidrógeno”. Y para la nomenclatura sistemática se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (según reglas generales para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”.Anhídrido + Agua → oxácidoSO3 + H2O → H2SO4

Compuesto

Nomenclatura sistemática Nom. StockNom. tradicional

H2SO4ácido tetraoxosulfato o tetraoxosulfato de hidrógeno

sulfato (VI) de hidrógeno

ácido sulfúrico

HClO4ácido tetraoxoclórato o tretraoxoclórato de hidrógeno

clorato (VII) de hidrógeno

ácido perclórico

H2SO2ácido dioxosulfato o dioxosulfato de hidrógeno

sulfato (II) de hidrógeno

ácido hiposulfuroso

Como se indica en la sección de los anhídridos, el nitrógeno y el fósforo no forman anhídridos cuando se enlazan con el oxígeno, mientras estos trabajan con los números de valencia 4 y 2, si no que forman óxidos y por esta razón el nitrógeno y el fósforo no pueden formar oxácidos con estos números de valencia.

Ya que para nombrar a los compuestos se necesita saber con qué números de valencia trabajan los elementos, una manera muy fácil para determinar los números, según la fórmula molecular, es sumando los números de valencia del oxígeno y el hidrógeno planteando una ecuación para la valencia del no metal, ya que la suma de cargas debe ser cero para que la molécula sea neutra).

Estos compuestos siguen la fórmula general H X O donde “X” representa al no metal, y donde el oxígeno es el elemento más electronegativo y el hidrógeno y el no metal son los elementos más electropositivos. El hidrógeno trabaja con la valencia +1 y el oxígeno con la valencia -2, siempre en estos compuestos. Por ejemplo: H2SO4, como hay 4 átomos de oxígeno y este trabaja con -2, en total para los oxígenos la carga seria de -8. De la misma manera, como hay 2 hidrógenos y este trabaja con valencia +1 la carga para este elemento es de +2. Como la suma de las cargas debe ser igual a cero, entonces el azufre trabajara con la valencia +6. Los elementos con valencias y la operatoria serían: H2

+1 + S+6

+ O4-2 => (+1)2 + (+6) + (-2)4 = 0. Como el

azufre trabaja con +6 su terminación o sufijo sería –ico y el compuesto se nombraría “ácido sulfúrico”.

Por otra parte, ciertos anhídridos pueden formar hasta tres oxácidos distintos dependiendo de cuantas moléculas de agua se agreguen por molécula de anhídrido. En otras palabras, en ciertos oxácidos especiales, un solo “no metal” con una sola valencia puede formar hasta tres oxácidos. Estos no metales son el boro, fósforo, arsénico y el antimonio. Para diferenciar a estos oxácidos en el sistema tradicional se utilizan tres prefijos dependiendo de cuantas moléculas de agua se agregan por cada una molécula de anhídrido. Estos son:meta-… (1 molécula de agua) piro-… (2 moléculas de agua) orto-… (3 moléculas de agua) este prefijo se puede omitir El silicio y el yodo también pueden formar oxácidos con más de una molécula de agua, en dos casos especiales.

Compuesto Nom. sistemática Nom. Stock Nom. tradicional

P2O5 + H2O → 2HPO3

ácido trioxofosfato (V) o trioxofosfato de hidrógeno (V)

trioxofosfato (V) de hidrógeno

ácido metafosfórico

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

ácido heptaoxofosfato (V) o heptaoxofosfato de hidrógeno (V)

heptaoxofosfato (V) de hidrógeno

ácido pirofosfórico

P2O5 + 3H2O ácido tetraoxofosfato (V) tetraoxofosfato ácido

→ 2H3PO4o tetraoxofosfato de hidrógeno (V)

(V) de hidrógenoortofosfórico o ácido fosfórico

I2O7 + 5H2O → 2H5IO6

ácido hexaoxoyodato (VII) o hexaoxoyodato de hidrógeno (VII)

hexaoxoyodato (VII) de hidrógeno

ácido ortoperyódico

SiO2 + 3H2O → H6SiO5

ácido tetraoxosilisato (IV) o tetraoxosilisato de hidrógeno (IV)

tetraoxosilisato (IV) de hidrógeno

ácido ortosilicico o ácido silicico

Los óxidos están formados por un anhídrido (no metal y oxígeno) y el hidrógeno, pero como se indica en la secciones de anhídridos y óxidos básicos algunos metales, también pueden formar anhídridos, y por esta razón, también pueden formar oxácidos.

Compuesto

Nomenclatura sistemática Nom. StockNom. tradicional

H2CrO4ácido tetraoxocromato o tetraoxocromato de hidrógeno

cromato (VI) de hidrógeno

ácido crómico

H2MnO3ácido trioxomanganato o trioxomanganato de hidrógeno

manganato (IV) de hidrógeno

ácido manganoso

H2MnO4ácido tetraoxomanganato o tetraoxomanganato de hidrógeno

manganato (VI) de hidrógeno

ácido mangánico

HMnO4

ácido tetraoxomanganato (VII) o tetraoxomanganato de hidrógeno (VII)

manganato (VII) de hidrógeno

ácido permangánico

HVO3ácido trioxovanadato (V) o trioxovanadato de hidrógeno (V)

vanadato (V) de hidrógeno

ácido vanádico

Los oxiácidos son compuestos que presentan uniones covalentes, pero cuando se disuelven en agua ceden fácilmente iones H+1 (protones). Esto se debe a que el agua, por la naturaleza polar de sus moléculas, tiene tendencia a romper las uniones covalentes polares de los ácidos, con formación de iones H+1 y del anión ácido correspondiente. Por ejemplo, el ácido nítrico que se disuelve en agua da lugar a un anión nitrato y un catión hidrógeno.(Agua)……….HNO3 →→→→ NO3

-1 + H+1

La ionización de un oxácido al disolverse en agua es un ejemplo de proceso que se cumple en ambos sentidos, es decir que, al mismo tiempo que se forman iones a partir del

ácido, este se regenera constantemente por la unión de aniones y cationes. Los procesos de esta naturaleza se denominan reversibles.(Agua)……….HNO3 →→→→ NO3

-1 + H+1

……….(Agua)

NO3-1 + H+1 →→→→ HNO3

ÁcidosLos ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el segundo, hidrácidos. Ácido, también es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando cationes hidrógeno.

Hidróxidos (compuestos ternarios básicos)Son compuestos formados por la unión de un óxido básico o ácido con agua. Se caracterizan por tener en solución acuosa el radical o grupo oxhidrilo o hidroxilo OH-1. Para nombrarlos se escribe con la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal electropositivo terminado en oso o ico según las reglas generales para el sistema tradicional. La fórmula general es M (OH)-1

x.

En la nomenclatura Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido y las respectivas reglas generales.Óxido básico + Agua → HidróxidoNa2O + H2O → 2Na(OH)

Compuesto

Nomenclatura sistemática

Nomenclatura StockNomenclatura tradicional

LiOHhidróxido de monolitio o de litio

hidróxido de litio (I) o hidróxido de litio

hidróxido lítico

Pb (OH)2 dihidróxido de plomo hidróxido de plomo (II)hidróxido plumboso

Al (OH)3trihidróxido de aluminio

hidróxido de aluminio (III)hidróxido alumínico

Los hidróxidos cuando se disuelven en agua se ionizan formando cationes metal e iones hidroxilo u oxhidrilo. Este proceso de ionización es reversible, es decir que así como se forma los cationes metal e iones hidroxilo a partir de un hidróxido, inversamente, también se pueden formar hidróxidos a partir de los cationes e iones ya mencionados.(Agua)……..Na(OH) →→→→ Na+1 + (OH)-1

……..(Agua)

Na+1 + (OH)-1 →→→→ Na(OH)

Un caso especial lo constituye el hidróxido de amonio. El amoníaco es un gas muy soluble en agua, su fórmula es NH3. Al disolverse reacciona con el agua formando el compuesto hidróxido de amonio. Este proceso es reversible.…..(Agua)

NH3 + H2O →→→→ NH4(OH)(Agua)…..NH4(OH) →→→→ NH3 + H2OSales

Las sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas. Las sales comprenden tanto compuestos binarios o diatómicos, como ternarios. Y hay distintos tipos o formas de clasificarlas que son: sales neutras, sales ácidas, sales básicas y sales mixtas.

Sales neutrasLas sales neutras son compuestos formados por la reacción de un ácido con un hidróxido formando también agua. Entre las sales neutras se encuentran las binarias y las ternarias, que dependen si el ácido reaccionante es un hidrácido o un oxácido. Cuando reacciona un ácido con un hidróxido para formar una sal neutra se combinan todos los cationes hidronio (H+1) con todos los iones hidroxilo (OH-1). Los iones H+1 son los que dan la propiedad de ácido a los hidrácidos y oxácidos, y los iones OH-1 son los que dan propiedad de base a los hidróxidos, y cuando estos ácidos y bases reaccionan dan lugar a una neutralización, que es la formación de agua, y los iones restantes de la reacción forman una sal. Es por esta razón que estas sales reciben el nombre de neutras.

Las sales neutras binarias o sales haloideas son compuestos formados por un hidrácido y un hidróxido. Para nombrarlos

en el sistema tradicional, stock y sistemático se aplican las reglas generales usando el nombre del no metal con el sufijo –uro como nombre genérico y el nombre del metal como nombre especifico.

En las dos primeras ecuaciones se ejemplifica por separado la neutralización y la formación de la sal neutra; y en las dos últimas el proceso completo de las reacciones. H+1 + OH-1 → H2OCl-1 + Na+1 → NaCl

Hidrácido + Hidróxido → Agua + Sal neutraHCl + Na(OH) → H2O + NaCl

Compuesto

Nomenclatura sistemática

Nomenclatura Stock

Nomenclatura tradicional

CaF2 difluoruro de calciofluoruro de calcio

fluoruro cálcico

FeCl3 tricloruro de hierrocloruro de hierro (III)

cloruro férrico

CoSmonosulfuro de cobalto

sulfuro de cobalto (II)

sulfuro cobaltoso

Las sales neutras ternarias son compuestos formados por un hidróxido y un oxácido. La denominación que reciben las sales proviene del nombre del ácido que las origina. Para nombrar una sal cuando deriva de un ácido cuyo nombre especifico termina en -oso, se reemplaza dicha terminación por -ito. Análogamente cuando el nombre especifico del ácido termina en –ico, se reemplaza por -ato. Otra manera para saber cuándo utilizar los sufijos –ito o –ato, en lugar de determinar de qué ácido proviene la sal neutra, para así nombrarla; se determina el número de valencia con el que trabaja el no metal en el compuesto. El procedimiento es similar al utilizado en los oxácidos (sección oxácidos, tercer párrafo). Los puntos que hay que tener en cuanta son: el elemento más electropositivo es el oxígeno y los elementos menos electronegativos son el metal y el no metal diferente del oxígeno; en la fórmula molecular el metal va a la izquierda, el no metal va al centro y el oxígeno va a la derecha; el oxígeno trabaja con el número de valencia -2; los elementos que formaran el radical son el no metal y el oxígeno, lo que significa que la suma de valencias o cargas entre estos dos será un número negativo; la suma de cargas entre los tres elementos o entre el metal y el radical será igual a cero, lo que significa que la molécula es neutra. Por ejemplo: Ca(ClO3)2. En resumen el procedimiento se basa en determinar la carga del radical, que será negativo, y con esto

se puede establecer el número con el que debe trabajar el metal, para que la suma entre este y el radical sea cero. Como primer paso hay que determinar la carga del radical; como hay 3 oxígenos en el radical y cada oxígeno trabaja con -2 la carga total de los oxígenos en un radical es de -6; como hay 1 cloro en el radical y la suma de valencias entre el oxigeno y el cloro debe ser negativo, el cloro trabajara con +5 de valencia. Para probar que el cloro debe trabajar con +5 únicamente, en este compuesto, se hace la operación con cada número de valencia del cloro; si el cloro trabajara con +1, la sumatoria con la carga -6 de los oxígenos seria igual a -5, siendo este -5 la carga de cada radical y como hay dos, los radicales sumarían una carga de -10, así que el calcio para hacer neutra la molécula debería trabajar con un número de valencia +10, el cual no existe, entonces el cloro no puede trabajar con -1 en el radical; si el cloro trabajaría con el +3 ocurriría lo mismo, el calcio debería de tener la valencia +6, la cual no existe; y si el cloro trabajara con +6 la sumatoria de valencias entre el cloro y los oxígenos seria cero, lo cual no es correcto ya que el radical debe tener carga negativa. Ya que el cloro trabaja con +5 la carga de los dos radicales es de -2 y el calcio tendría que usar la valencia +2 para hacer cero la carga y neutra la molécula. Cuando en una molécula hay solamente un radical se omiten los paréntesis de la fórmula

En el sistema tradicional se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal, elemento proporcionado por el oxácido, con el sufijo correspondiente a su número de valencia y como nombre especifico el nombre del metal, elemento proporcionado por el hidróxido. Según el número de valencia del no metal en la sal o en el oxácido del que proviene los sufijos son:

hipo - … - oso (para números de valencia 1 y 2) hipo - … - ito

… -oso (para números de valencia 3 y 4) … - ito … -ico (para números de valencia 5 y 6) … - ato per - … - ico (para el número de valencia 7) per - … - atoEn el ejemplo anterior, Ca(ClO3)2, como el cloro trabaja con la valencia +5, el compuesto se nombra Clorato de calcio. En el sistema Stock se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el prefijo correspondiente al número de oxígenos presentes por radical en el compuesto (según la tabla de prefijos griegos), y la partícula “oxo”, más el sufijo ato. Después del nombre general se indica la valencia del no metal con números romanos, y luego como nombre especifico se utiliza el nombre del metal.Oxácido + Hidróxido → Agua + Sal neutraH3PO4 + 3Na(OH) → 3H2O + Na3PO4

Compuesto

Nom. Stock Nom. tradicional

Na3PO4tetraoxofosfato (V) de sodio

fosfato de sodio u ortofosfato de sodio

CaSO4tetraoxosulfato (VI) de calcio

sulfato de calcio

NaClO4tetraoxoclorato (VII) sodio

perclorato de sodio

Mg(BrO)2

monoxobromato (I) de magnesio

hipobromito de magnesio

Sales ácidasLas sales ácidas son compuestos cuaternarios que resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos. Los ácidos deben presentar dos o más hidrógenos en su molécula para formar estas sales. Para nombrarlos en el sistema tradicional se siguen las reglas de las sales neutras ternarias agregando la palabra “hidrógeno” antes del nombre del metal. Y para nombrarlos en el sistema Stock y sistemático se usan las reglas generales para las sales neutras ternarias, en estos dos sistemas, agregando la palabra “hidrógeno” antes del nombre del metal. Para poder encontrar la valencia del no metal para así poder nombrar correctamente la sal se puede usar el método utilizado en los compuestos de sales neutras ternarias, teniendo en cuenta: que el oxigeno trabaja con valencia -2; el hidrógeno trabaja con valencia +1; estos compuestos siguen la fórmula general Metal + Hidrógeno + No Metal + Oxigeno; los elementos que trabajaran con valencias positivas son el metal, el hidrógeno y el no metal por ser los más electropositivos y el elemento que trabaja con valencia negativa es el oxigeno.Ácido + Hidróxido → Agua + Sal ácida

H2SO4 + Na(OH) → H2O + NaHSO4

Compuesto

Nom. Stock y sistemática Nom. tradicional

NaHSO4tetraoxosulfato de hidrógeno y sodio

sulfato de hidrógeno y sodio

KHCO3trioxocarbonato de hidrógeno y potasio

carbonato de hidrógeno y potasio

Sales básicasEstas sales son compuestos que resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones de un ácido. Para nombrarlos en el sistema tradicional depende de si el ácido es binario o ternario, es decir que si se trata de un hidróxido o un hidrácido. Cuando el ácido es un hidrácido se utiliza el nombre del no metal con su sufijo uro y se le antepone el prefijo “hidroxo” para el nombre general y como nombre especifico el nombre del metal. Y cuando el ácido es un hidróxido, como nombre general, se utiliza el nombre del no metal con el prefijo “hidroxo” y su correspondiente sufijo según su valencia (como se indica en la sección de las sales neutras ternarias), y como nombre especifico el nombre del metal.Ácido + Hidróxido → Agua + Sal básicaHNO3 + Ca(OH)2 → H2O + CaNO3(OH)

Compuesto

Nomenclatura tradicional

MgCl(OH)hidroxocloruro de magnesio

CaNO3(OH)

hidroxonitrato de calcio

Sales mixtasLas sales mixtas son compuestos resultado de sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos distintos de hidróxidos. Las reglas para nombrar las sales mixtas en el sistema tradicional son análogas a las sales ácidas.Ácido + Hidróxido1 + Hidróxido2 → Agua + Sal mixtaH2SO4 + Na(OH) + K(OH) → 2H2O + NaKSO4

Compuesto Nomenclatura tradicional

NaKSO4tetraoxosulfato de sodio y potasio

CaNaPO4(OH)

ortofosfato de calcio y sodio

PoliácidosSe trata de aquellos oxiácidos que resultan de la unión de 2 ó 3 moléculas de oxiácidos con la pérdida de una molécula de agua por cada unión que se realice. Es como si fuesen dímeros o trímeros. Se nombran indicando el número de moléculas de ácido que se han unido con un prefijo (Nomenclatura tradicional) o indicando con prefijos el número de átomos del no metal o metal en los pocos casos en que ocurre (demás nomenclaturas).

Ejemplo

Nom. Stock Nom. sistemáticaNom. tradicional

H2S2O7

ácido heptaoxodisulfúrico (VI)

heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno

ácido disulfúrico

H2Cr2O7

ácido heptaoxodicrómico (VI)

heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno

ácido dicrómico

H5P3O1

0

ácido decaoxotrifosfato (V)

decaoxotrifosfato (V) de hidrógeno

ácido trifosfórico

Las sales de los poliácidos se nombran de forma análoga a las oxisales.

Ejemplo

Nomenclatura sistemática y funcional

Nomenclatura tradicional

CaCr2O7

heptaoxodicromato (VI) de calcio

dicromato cálcico o de calcio

Mg2P2O7

heptaoxodifosfato (V) de magnesio

difosfato magnesico

Na2S2O7

heptaoxodisulfato (VI) de sodio

disulfato sódico

Peroxoácidos

Son aquellos oxoácidos que han sustituido un oxígeno por un grupo peroxo O2-. Su fórmula no se simplifica. En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) se añade peroxo-, y en las restantes se indica con -peroxo- el oxígeno sustituido. Si a la hora de formular pudiera haber confusión con otro oxoácido, se indica el grupo peroxo entre paréntesis.

EjemploNomenclatura sistemática

Nomenclatura StockNomenclatura tradicional

H2SO5

ácido trioxoperoxosulfúrico (VI)

trioxoperoxosulfato (VI) de hidrógeno

ácido peroxosulfúrico

HOONO ó HNO (O2)

ácido monoxoperoxonítrico (V)

monoxoperoxonitrato (V) de hidrógeno

ácido peroxonítrico

H3BO3

ácido monoxoperoxobórico

monoxoperoxoborato (V) de hidrógeno

ácido peroxobórico

Las peroxisales se nombran de forma análoga a las oxisales.

EjemploNomenclatura sistemática y Stock

Nomenclatura tradicional

K2S2O8hexaoxoperoxodisulfato (VI) de potasio

peroxodisulfato de potasio

Ba[NO (O2)]2

oxoperoxonitrato (III) de barioperoxonitrito de bario o bárico

CaSO5tetraoxoperoxosulfato (VI) de calcio

peroxosulfato de calcio

TioácidosSon aquellos oxoácidos que resultan de la sustitución de uno o varios oxígenos por azufres. Se nombran con el prefijo tio- seguido por el ácido de origen (nomenclatura tradicional) o -tio- en la sistemática y de Stock, indicando con un prefijo el número de oxígenos restantes. Si se escribe tio sin prefijo numérico en la nomenclatura tradicional, se está indicando que se han sustituido todos los O por S, excepto en el caso de los tioácidos del azufre (aquí tio=monotio).

Fórmula General:

R.CO.SH o R.CS.OH

Ejemplo

Nomenclatura sistemática

Nomenclatura StockNomenclatura tradicional

H2S2O3ácido trioxotiosulfúrico

trioxotiosulfato (VI) de hidrógeno

ácido tiosulfúrico

HNSO2ácido dioxotionítrico (V)

dioxotionitrato (V) de hidrógeno

ácido tionítrico

H3PS2

O2

ácido dioxoditiofosfórico (V)

dioxoditiofosfato (V) de hidrógeno

ácido ditiofosfórico

Las tiosales se nombran de forma análoga a las oxisales.

EjemploNomenclatura sistemática y stock

Nomenclatura tradicional

FeS2O3trioxotiosulfato (VI) de hierro (II)

tiosulfato ferroso

Al2(HPS4)3

hidrógenotetratiofosfato (V) de aluminio

hidrógenotiofosfato de aluminio

Na3PS3

Ooxotritiofosfato (V) de sodio tritiofosfato de sodio

IonesSon aquellos átomos o moléculas cargados eléctricamente. Pueden ser de carga positiva (cationes) o de carga negativa (aniones).Cationes mono y poliatómicosSon iones con carga positiva. Si son monoatómicos, se nombran simplemente nombrando el elemento después de la palabra catión. Por ejemplo, Li+ catión litio. Si el elemento tiene varios estados de oxidación (valencias) se usan números romanos (Stock) o los afijos hipo- -oso, -oso, -ico, per- -ico (tradicional).

Ejemplo

Nomenclatura Stock

Nomenclatura tradicional

Fe3+ catión hierro (III)

catión férrico

Cu+ catión cobre (I) catión cuprosoCuando se trata de cationes poliatómicos, se distinguen dos casos:

a) Si proceden de oxoácidos se añade el sufijo -ilo al nombre del oxoácido correspondiente en nomenclaturas tradicional (éste puede indicar la valencia en números romanos), también se puede nombrar en la Stock. Es como el oxoácido sin moléculas de agua.

Ejemplo

Nomenclatura tradicional

Nomenclatura Stock

NO2+ catión nitroilo

catión dioxonitrógeno (V)

NO+ catión nitrosilo catión

monoxonitrógeno (III)

SO2+ catión sulfinilo o tionilo

catión monoxoazufre (IV)

SO22+ catión sulfonilo o

sulfurilocatión dioxoazufre (VI)

UO2+ catión uranilo (V)

catión dioxouranio (V)

UO22+ catión uranilo (VI)

catión dioxouranio (VI)

VO3+ catión vanadilo (V)catión monoxovanadio (V)

VO2+ catión vanadilo (IV)

catión dioxovanadio (IV)

Si proceden de hidruros, lleva el sufijo -onio.Ejemplo

Nombre

H3O+ hidronio u oxonio

NH4+ amonio

PH4+ fosfonio

SbH4+ estibonio

AsH4+ arsonio

BiH4+ bismutonio

H2S+ sulfonio

H2Cl+ cloronio

Introducción

En este capítulo daré a conocer sobre la clasificación de las reacciones químicas,

y como se calculan.

Objetivos

1.Determinar en que se clasifican las reacciones químicas.

2.Aprender sobre las reacciones químicas y como se calculan.

Clasificación de reacciones químicas:

Introducción

Los cambios químicos se producen de manera continua en la naturaleza: en los seres vivos, en el suelo, en el aire... Y, además, existen numerosísimos cambios químicos distintos (en función de los reactivos que intervienen o de los compuestos que se forman). Para estudiar mejor las reacciones químicas resulta conveniente, por tanto, clasificarlas de alguna manera.Atendiendo a la estructura de las reacciones podemos clasificarlas en:

Reacciones de combinación o síntesis. En ellas se forman uno o varios compuestos a partir de elementos o compuestos preexistentes. Algunos ejemplos son:

N2 + 3 H2 ⇒ 2 NH3 (Formacion de amoniaco)C + O2 ⇒ CO2

2 Mg + O2 ⇒ 2 MgOSO3 + H2O ⇒ H2SO4

Reacciones de descomposición. Al contrario que en el caso anterior, en esta ocasión tiene lugar la escisión de un compuesto en varios elementos o compuestos.

2 H2O ⇒ 2 H2 + O2 (Hidrólisis del agua)HgO ⇒ Hg + 1 2 O 2 PbO2 ⇒ Pb + O2

(NH4)2CO3 ⇒ 2 NH3 + CO2 + H2O

Reacciones de sustitución o desplazamiento. En ellas, un elemento desplaza a otro en un compuesto. Pueden ser de oxidación-reducción o precipitación según las especies químicas presentes:

Zn (s) + CuSO4 (aq) ⇒ Cu (s) + ZnSO4 (aq)Na (s) + H2O (l) ⇒ NaOH (aq) + H2 (g)Br2 (l) + 2 NaI (aq) ⇒ 2 NaBr (aq) + I2 (s)

Reacciones de doble desplazamiento. Como su nombre indica, existe «un intercambio» de elementos en dos o más compuestos de la reacción:

NaCl (aq) + AgNO3 (aq) ⇒ AgCl (s) + NaNO3 (aq)HCl (aq) + NaOH (aq) ⇒ NaCl (aq) + H2O (l)

www.kalipedia.com/.../ clasificacion - reacciones - quimicas .html?... - En   caché

Introducción

En este capítulo se dará a conocer la estructura atómica e isotopos.

El átomo está constituido por un núcleo de unos 10-15metros de radio, que

contiene prácticamente toda la masa del átomo y se encuentra cargado

positivamente, y la corteza, formada por cierto número de electrones, cuya carga total es igual y de signo contrario a la del

núcleo, si el átomo está en estado neutro.

Se denominan isótopos, a los átomos de un mismo elemento químico que, teniendo lógicamente el mismo número de protones y electrones, tienen distinto numero de neutrones. Los isótopos

tienen igual número de átomos (Z) y distinto numero másico (A).

Objetivos

1.Determinar la estructura atómica.

2.Determinar los isotopos.

Estructura atómica

Introducción

Estructura del átomo En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

Cuerpo o desarrollo

Dado que uno de los núcleos importantes que vamos a tratar es el fenómeno de la radiactividad,parece obvio comenzar por una revisión, a modo de resumen, de los aspectos más importantes de la estructura atómica y molecular de la materia.

Elementos

Un elemento químico es toda sustancia pura, por lo que mantiene las mismas propiedades en toda la muestra y presenta una única composición, que no es posible descomponer en otras más simples por métodos químicos habituales.

En la actualidad se conocen más de 100 elementos (las distintas bibliografías no coinciden exactamente en el número), de los cuales 88 son naturales y el resto han sido producidos artificialmente.

Átomos

La materia está constituida por partículas indivisibles por métodos químicos convencionales, llamadas átomos. La evolución de la historia del átomo, desde la idea simplista del átomo de John Dalton, hasta nuestros días, queda reflejada en la siguiente tabla.

Descubrimiento de las partículas fundamentales

Año Científico Descubrimiento

1897 J.J. Thomson (1856-1940)

Demostró la existencia de los electrones dentro de los átomos. Dedujo que el átomo debía ser una esfera de

materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.Modelo atómico de Thomson.

1911E.Rutherfor

d (1871-1937)

Demostró que los átomos no eran macizos, sino que estaban vacíos en su mayor parte. En su centro (núcleo) residían los protones, partículas con carga idéntica a los electrones, pero positivas. Pensó que los electrones, en

número igual al de los protones, debían girar alrededor del núcleo en órbitas circulares. Modelo atómico de

Rutherford.

1913N. Bohr

(1885-1962)

Propuso un nuevo modelo atómico en el que los electrones giraban alrededor del núcleo en unos niveles bien

definidos, donde dichos niveles sólo podían albergar un número limitado de electrones. Modelo atómico de Bohr.

1932J. Chadwick (1891-1974)

Descubrió una nueva partícula fundamental en los átomos, el neutrón, partícula sin carga eléctrica, con masa muy

parecida a la de los protones y que se encontraban también en el núcleo.

Modelo atómico de Thomson.

Modelo atómico de Rutherford.

Modelo atómico de Bohr.

Moléculas

La molécula puede definirse como la parte más pequeña de un compuesto (sustancia pura formada por combinación de dos o más elementos químicos) que mantiene sus propiedades químicas. Existen moléculas diatómicas (de dos átomos) como por ejemplo O2, CO,... La primera de ellas se dice también que es homonuclear porque los dos átomos que la componen son idénticos, mientras que la segunda, el CO, se dice que es heteronuclear porque los dos átomos que la componen son distintos. Lógicamente, también existen moléculas con más de dos átomos y pueden ser ejemplos: CaCl2 , CO2,...

Las propiedades de los compuestos químicos son generalmente muy distintas a la de los elementos que lo componen. Así, por ejemplo, el Cl2 es un gas tóxico y el Na es un metal muy activo y, sin embargo, el cloruro de sodio (NaCl) o sal común, es un compuesto necesario en nuestro organismo.

thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/.../atomica.html - En caché - Similares

Isotopos

Introducción

IsótoposLa suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

Cuerpo o desarrollo

Los isótopos, (del griego: ἴσος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) son todos los tipos de átomos de un mismo elemento, que se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica pero tiene diferente número másico (A). Los átomos que son isótopos entre sí son los que tienen igual número atómico (número de protones en el núcleo) pero diferente número másico (suma del número de neutrones y el de protones en el núcleo). Por lo tanto difieren en el número de neutrones. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural.

Los isótopos se denotan por el nombre del elemento correspondiente seguido por el número másico, separados habitualmente por un guión (carbono-12, carbono-14, uranio-238, etc.). En forma simbólica, el número de nucleones se añade como superíndice a la izquierda del símbolo químico: 3H (hidrógeno-3). Algunos isótopos poseen nombres especiales, como el hidrógeno-2, llamado deuterio, y el hidrógeno-3, conocido como tritio.

Tipos de isótopos

Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: 12C, 13C y 14C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.

Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1.200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen una semivida extremadamente larga comparada con la edad de la Tierra.

Radioisótopos

Diagrama de los isótopos del hidrógeno.

Los radioisótopos son isótopos radiactivos ya que tienen un núcleo atómico inestable (por el balance entre neutrones y protones) y emiten energía y partículas cuando cambia de esta forma a una más estable. La energía liberada al cambiar de forma puede detectarse con un contador Geiger o con una película fotográfica.

Cada radioisótopo tiene un periodo de desintegración o semivida características. La energía puede ser liberada, principalmente, en forma de rayos alfa (núcleos de helio),

beta (electrones o positrones) o gamma (energía electromagnética).

Varios isótopos radiactivos inestables y artificiales tienen usos en medicina. Por ejemplo, un isótopo del tecnecio (99mTc) puede usarse para identificar vasos sanguíneos bloqueados. Varios isótopos radiactivos naturales se usan para determinar cronologías, por ejemplo, arqueológicas.

es.wikipedia.org/wiki/Isótopo - En caché - Similares

Conclusión

Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Introducción

1. Enlace químico Un enlace químico es el proceso físico

responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere

estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos.

2. Fórmulas de los puntos de Lewis de átomos.La Estructura de lewis, o puede ser llamada

diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación

gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

3. Enlace iónico.el enlace iónico es la unión que resulta de la

presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (baja energía de

ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica).

4. Enlace covalente.Un enlace covalente se produce por

compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se

efectúe transferencia de electrones.

5. Enlace covalente polar y no polarEnlace covalente no polar es cuando un enlace

covalente entre dos átomos de igual electronegatividad, de modo que la densidad

electrónica es distribuida de manera simétrica. Y el polar es cuando un enlace covalente entre dos

átomos de electronegatividad diferente en forma tal que la densidad electrónica está distribuida de

manera asimétrica.

6. Momentos dipolaresPrácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan

Enlaces químicos.

Cuerpo o desarrollo

¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.

Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.

Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.

Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.

Distintos tipos de enlacesLas propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.

Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y

metálicas o metales.

es.wikipedia.org/wiki/ Enlace _ químico - En   caché - Similares

Fórmulas de los puntos de Lewis de átomos

Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos.

Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos moléculas simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes diagramas.

Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos:

En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos compartidos, es decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir.

Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma forma. La formula Lewis para el

ion amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el átomo N tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total de cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un electrón menos que los átomo originales.

Describir formulas de Lewis es un método de contar los electrones que es útil para la primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importante saber que las formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electrones de valencia, el número y las clases de enlaces y el orden en que están conectados los átomos. No intentan mostrar las formas tridimensionales de las moléculas e iones poliatómicos.

Regla del Octeto. Limitaciones de la regla del octeto para la formula de Lewis.

Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del hidrógeno tienden a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto completo. Al compartir electrones en un enlace covalente, los átomos individuales pueden completar sus octetos.

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.

Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p.

1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para Be.

2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA.

3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia.

4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6.

Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de electrones necesario.

Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central.

Muchas veces que violan las reglas del octeto son muy reactivas por ejemplo, los compuestos que contienen átomos con solo cuatro electrones de valencia (limitación 1 de arriba) o seis electrones de valencia (limitación 2 de arriba) frecuentemente reaccionan con otras especies que suministran pares electrónicos. Compuestos como estos que aceptan un par de electrones para compartir se denominan ácido de Lewis: una base le Lewis es una especie que puede disponer de un par de electrones para compartir. Las moléculas con un número impar de electrones a menudo se dimerizan (combinan en pares) para dar productos que sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la dimerización del NO para formar N2O2 y del NO2 para formar N2O4.

5. Geometría electrónica y molecular.Geometría molecular.Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar.La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula.

Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica de moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertad pares de electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se considere central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea mínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos, luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa con los pares de electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación, cubren prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.

BeCl2 La idea aquí es que los pares de electrones en los enlaces y los pares solitarios de un átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Como ejemplos comencemos con la molécula BeCl2 que tiene la estructura de Lewis señalada. Nótese que hay dos pares de electrones alrededor de Be, de modo que para que estos se encuentren lo más alejados posibles, formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl2.

BeH2 Este caso es similar al anterior, es lineal, no quedan e- libres, todos en los enlaces y produce una conformación lineal

CO2 Recordar que C (1s22s2 2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que corresponden los seleccionados en la figura, todos se comparten para formar los octetos alrededor de cada átomo, no permanecen pares de cargas libres y la molécula es lineal.

BF3 La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta a la izquierda. Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo está rodeado por tres pares de electrones que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones.

La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero.NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir durante el procedimiento referidos a la figura de la izquierda

PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se ha establecido aún sobre la verdadera geometría.PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una redistribución tetraédrica.

PASO 3 Se Ubica los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones como se muestra a continuación

PASO 4 Se Nombra la estructura de la molécula, basándose en la posición de los átomos. Colocando los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los átomos. Es incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es una pirámide trigonal.

Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de electrones se ubican alrededor de un átomo del centro. Sin embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de electrones también de modo que conviene mostrar la forma que todos se agrupan alrededor de un átomo, con el fin de lograr la mínima repulsión entre ellos. La Tabla a continuación muestra todos estos casos.

Este esquema lo ocuparemos ahora para deducir la geometría de algunas moléculas típicas.XeF4 Debido a que los gases nobles presentan una estructura de capas de valencia s p completamente ocupadas, siempre se pensó que eran químicamente inactivos. Así, por muchos años se le consideró gases inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de Xe y de Rn fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4 cuya estructura de Lewis se muestra a la derecha.

Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por seis pares de electrones, en total 12 electrones que exige que la forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la figura que acompaña.

La estructura geométrica dependerá de cómo se estos pares solitarios y los enlaces se ubiquen.

Las posibilidades son como las que se señala para los casos a , b a la derecha y, obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricas es la correcta.

En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90° entre sí en cambio, en b están separados por 180° y esta es la geometría más correcta para evitar la repulsión de los pares de electrones solitarios.

La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el Xe en el centro molecular

Estructuras geométricas de H2O, NH3, CH4.

Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto que todas poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los ocupa totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra es

y se ve claramente que la existencia de pares electrónicos libres disminuyen el ángulo de la estructura pseudo-tetraédrica en estas moléculas.

Enlaces múltiples en VSEPRHasta el momento nuestro tratamiento considera sólo moléculas con enlaces simples. Para saber como manejar la situación en moléculas con enlaces dobles, triples etc, tomemos la estructura del ion NO3- para el que se requiere escribir tres estructuras resonantes

Además, el ion NO3- se sabe que es planar con ángulos de enlace de 120° y esta estructura planar es la que se espera para tres pares de electrones solitarios alrededor del átomo central.

Esto significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en la descripción de la geometría molecular. En realidad, esta bien que sea así porque disponer

" dos pares solitarios " en un enlace doble, " los obliga a no ser independientes"

En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario efectivo

Moléculas que no contienen un átomo central.

Para ilustrar estos casos, usemos la molécula METANOL, la estructura de Lewis se muestra a la derecha y donde se observa que no hay un átomo central, definido sino que el C y el O forman parte del centro molecular.

La geometría se puede predecir investigando previamente como se ordenan los pares solitarios alrededor de cada uno de los átomos participantes, que no son de los extremos, esto es, C y ONótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor del carbono, que lo obligan a adoptar una forma tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3 átomos H y el átomo O que proviene del grupo OH.

Ahora bien, recordemos que el átomo O en el H2O dispone de 2 pares solitarios sin compartir, que hacen que adopten una geometría angular. En la molécula metanol, una posición del agua está ocupada por el átomo C del CH3 pero preservando la forma angular, como lo muestra la figura a la derecha.

La geometría final se logra conocer juntando ambas formas desarrolladas para cada fragmento y se observa claramente que el H del grupo OH no es lineal respecto a la línea de unión C-O sino que forma un ángulo muy parecido al que corresponde al agua.

La última la figura a la izquierda nos entrega la forma final que debe adoptar el Metanol, con un entorno tetraédrico alrededor del átomo C y una forma angular alrededor del átomo O.

I-3 : ion azida. La estructura electrónica de Lewis para este ion es la que aparece en la figura a la izquierda. Allí podemos observar que, si bien no existen enlaces múltiples, el átomo central acomoda en total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d superiores. en todo caso, como átomo central maneja 5 pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlaces y los otros tres deben agruparse de modo que la repulsión electrónica sea mínima.

La estructura a describe el caso en que dos de los pares solitarios salen perpendicular al plano formado por los átomos y formando un ángulo de 90° con el tercer par solitario (en el plano de los tres átomos de Iodo).

La estructura b produce otra agrupación de los pares solitarios, que también forman 90° entre sí y finalmente, la figura c ubica los tres pares solitarios formando 120° entre sí logrando la mínima repulsión.

La geometría c es la que corresponde al resultado experimental y la molécula I-3 es lineal.Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo central.

Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares de electrones.6. Teoría de enlace de valencia.

La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada para explicar el enlace por par de electrones o covalente con la mecánica cuántica.

www.monografias.com › Quimica - En caché - Similares

Enlace iónico

En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Así pues se da cuando en el enlace uno de los átomos capta electrones del otro.

Dado que los elementos implicados tiene elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formandose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estbles pues ambos, según la regla del octeto adquieren 8 electrones en su capa mas exterior. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.1

Definición

Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.

En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:

NaCl → Na+Cl-

De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.

En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl".

Características

Enlace iónico en el NaCl.

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.

Altos puntos de fusión y ebullición.

Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.

Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja.

Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.

En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá . Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.

Clasificación

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ión con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la carga):

F(-) fluoruro. Cl(-) cloruro.

Br(-) bromuro.

I(-) yoduro.

S(2-) sulfuro.

SO4(2-) sulfato.

NO3(-) nitrato.

PO4(3-) fosfato.

ClO(-) hipoclorito.

ClO2(-) clorito. ClO3(-) clorato.

ClO4(-) perclorato.

CO3(2-) carbonato.

BO3(3-) borato.

MnO4(-) permanganato.

CrO4(2-) cromato.

Cr2O7(2-) dicromato.

b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con déficit de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más comunes son formados a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

Na(+) sodio. K(+) potasio.

Ca(2+) calcio.

Ba(2+) bario.

Mg(2+) magnesio.

Al(3+) aluminio.

Pb(2+) plomo(II) ó plumboso.

Zn(2+) zinc (ó cinc).

Fe(2+) hierro(II) ó ferroso.

Fe(3+) hierro(III) ó férrico.

Cu(+) cobre(I) ó cuproso (aunque en verdad, este ión es Cu2(2+)).

Cu(2+) cobre(II) ó cúprico.

Hg(+) mercurio(I) ó mercurioso (aunque en verdad, este ión es Hg2(2+)).

Hg(2+) mercurio(II) ó mercúrico.

Ag(+) plata.

Cr(3+) cromo(III).

Mn(2+) manganeso(II).

Co(2+) cobalto(II) ó cobaltoso.

Co(3+) cobalto(III) ó cobáltico.

Ni(2+) níquel(II) ó niqueloso.

Ni(3+) níquel(III) ó niquélico.

NH4(+) amonio.

NO2(+) nitronio.

H3O(+) hidronio.

es.wikipedia.org/wiki/Enlace_iónico - En caché - Similares

Enlace covalente

Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro,

en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico del átomo en cuestión. Entre los dos átomos puede compartirse uno, dos o tres electrónes, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple. En representación de Lewis estos enlaces pueden representarse por una pequeña linea entre los átomos.

Tipos de enlace covalente

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:

Temperaturas de fusión y ebullición bajas. En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser

sólidos, líquidos o gaseosos

Son blandos en estado sólido.

Son aislantes de corriente eléctrica y calor.

Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:

Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Son sólidos

Son sustancias muy duras (excepto el grafito).

Son aislantes (excepto el grafito).

Son insolubles.

Son neocloridas

Moléculas poliatómicas

Consideremos átomos del hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.

Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.

Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.

Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente puro ; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49.5%.

Así pues, para diferencias de electronegativades mayores de 3 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H. No obstante, según el químico Raymond Chang, esta diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser 2,0 o mayor para que el enlace sea considerado iónico (Chang, 371).(bibliografía abajo)

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

Enlace covalente polar

Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico, el enlace covalente es llamado enlace covalente polar. Aunque las propiedades de enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción

es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado.

Se produce en elementos iguales, es decir, con una misma electronegatividad por lo que su resultado es 0. Un átomo no completa la regla del octeto.

Características del enlace covalente

Enlace sencillo: Se comparten dos electrones de la capa de valencia. Ej: F-F

Enlace doble: Se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia. Ej: Cl=Cl

Enlace triple: se comparten 6 electrones en 3 pares de electrones de la capa de valencia. Ej: NΞN

Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones en cuatro pares de la capa de valencia. Ej: CC

En general caundo un átomo coparte los dos electrones de un solo para se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→)

Tipo de enlaces y reactividad de una sustancia

Todo forma parte de los enlaces quimicos y expresan los siguientes datos h2o+h03=h202o3. En los enlaces sigma pueden ocurrir las siguientes reacciones (reacciones químicas):

Sustitución, donde un átomo es sustituido por otro. Lo reemplaza.

Eliminación, donde un átomo se elimina de la molécula. Generalmente en esta reacción se forma un enlace pi.

Sobre los enlaces pi ocurre la adición, donde se agregan por lo general dos átomos y se forman dos enlaces sigma. En el ejemplo se muestra la adición de un sólo átomo:

Los enlaces sigma no polares de un átomo saturado son muy poco reactivos y para fines prácticos podemos considerarlos inertes.

Los enlaces sigma no polares que entran a un átomo insaturado son algo más reactivos, por el efecto del enlace pi.

Los enlaces sigma polares son reactivos.

Los enlaces pi son reactivos.

Otro tipo de reacción es la transposición, donde se redistribuyen los átomos existentes para formar un isómero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molécula sin importar el tipo de enlace y el número de enlaces que cambian de lugar, siempre es par.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente"

Enlace covalente polar y no polar

Enlace Covalente Polar

En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción por el par de electrones compartido que el otro átomo. En general, cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina enlace covalente polar

El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente es más negativo que el otro. Para ilustrar una molécula que tiene un enlace covalente polar, consideremos la molécula de ácido clorhídrico.

Enlace Covalente en el Cloruro de Hidrógeno, HCl

Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar simple:

En el cloruro de hidrógeno se comparten un electrón del átomo de H y un electrón del átomo de Cl, lo cual da al H y al Cl la configuración estable de gas noble. Sin embargo, puesto que la electronegatividad del Cl (3.0) es mayor que la electronegatividad del H (2.2), el átomo de Cl atrae con mayor fuerza el par de electrones compartidos que el átomo de H. Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula. Existe un dipolo cuando hay una separación cargas. Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta, , seguida por los signos más (+) o menos (-) para indicar cuál átomo es más positivo y cuál es más negativo.

La delta se lee como parcial. Es decir, significa que un átomo tiene una

carga parcial negativa y significa que un átomo tiene una carga parcial positiva.

Las moléculas polares se atraen entre sí con mayor fuerza que las moléculas no polares similares.

 

Las fuerzas de atracción entre las moléculas polares covalentes juegan un papel importante en los seres vivos.

La polaridad del enlace también se indica por medio de una flecha con cruz dirigida hacia el centro de carga más negativo.

Determinación del Porcentaje de Carácter Iónico

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, el enlace puede variar en su polaridad. Esto se determina sacando la diferencia de electronegatividades de dichos átomos y viendo en la tabla periódica el "porcentaje de carácter iónico".

Porcentaje de Carácter Iónico del NaCl

Electronegatividad del Cl:

3.0

Electronegatividad del Na:

0.9

Diferencia 2.1

% de carácter iónico67%

según la tabla periódica   

Porcentaje de Carácter Iónico del MgF2

Electronegatividad del F:

4.0

Electronegatividad del Mg:

1.2

Diferencia 2.8

% de carácter iónico86%

según la tabla periódica  

  medicina.usac.edu.gt/.../ enlace / Enlace _ Covalente _ Polar .htm - En   caché - Similares

Enlace Covalente No Polar

Enlace covalente no polarEl hidrogeno es el primer elemento que presenta este tipo de enlace, por ejemplo cuando dos átomos comparten sus electrones, ambos adquieren la configuración del helio: 1s²H + H --> H:HÁtomo de hidrogeno átomo de hidrogeno electrones compartidosSe deduce entonces que un enlace covalente no polar, es aquel que se lleva acabo cuando se unen dos átomos iguales; y por lo mismo con la misma electronegatividad.Ejemplo: el enlace covalente en le F2 cada átomo de flúor pose sus electrones propios y comparte otros dos, suficiente para completar los ocho que tiene el neón en su ultimo nivel energético. Los electrones más internos se omiten y solo se representa la compartición de los externos y se simplifica cuando únicamente se representa el enlace compartido por una línea de enlace.

www.buenastareas.com/.../Enlace-Covalente-No-Polar/191719.html - En caché

Momentos dipolares

Momento dipolar químico

Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica. Está definido como el producto entre la distancia d que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace químico:

Usualmente se encuentra expresado en Debyes (1 D = 1 A . 1 ues). El valor de q puede interpretarse como el grado de compartición de la carga, es decir, según las diferencias de electronegatividad, que porcentaje (100q) de la carga compartida por el enlace covalente está desplazada hacia la carga en cuestión. Dicho de otro modo, q representa qué parte de un electrón está siendo "sentida" de más o de menos por las cargas en cuestión.

Vector μ

Vectores μ parciales se cancelan creando una molécula apolar.

Es de suma importancia la participación del momento dipolar como un vector con sentido hacia el átomo más electronegativo del enlace. Tomemos el ejemplo del dióxido de carbono (CO2), debido a la diferencia de electronegatividades en los enlaces C-O encontramos un μ diferente de 0, pero la molécula de CO2, experimentalmente,

demuestra no ser polar. Esto se debe a que la geometría molecular del CO2 determina que ambos vectores μ de los dos enlaces C-O se cancelen por suma vectorial. Esto demuestra que la polaridad de las moléculas depende tanto de los momentos dipolares de enlace, como de la geometría molecular determinada por la TREPEV, lo que resulta en un momento dipolar molecular (sumatoria vectorial de los momentos dipolares parciales).

Importancia de μ en la Atracción dipolo-dipolo

La intensidad de las fuerzas de atracción entre moléculas polares (dipolo-dipolo) está determinada por el momento dipolar de cada una de ellas, actuando de manera directamente proporcional. Así, mientras más polar sea la molécula (mayor μ), mayor será la intensidad de las fuerzas de atracción intermoleculares de tipo dipolo-dipolo que presente la sustancia.

es.wikipedia.org/wiki/Momento_dipolar - En caché – Similares

Reacciones en disolución acuosa

La mayor parte de las reacciones de nuestroInterés tienen lugar en medios acuosos.

El agua es un disolvente polar que actúasobre los compuestos iónicos o compuestoscovalentes polares produciendo su ionizacióntotal o parcial ( equilibrio de disociación)

Un cambio químico se lleva a cabo cuando:Se produce un gas.Se produce un sólido insoluble.Se observa un cambio de color permanentemente.Se observa un cambio de calor.Exotérmico – se libera calor.Endotérmico – se absorbe calor.

Propiedades

Una propiedad química es cualquier propiedad de un material que se hace evidente durante una reacción química; es decir, cualquier cualidad que puede ser establecida solamente al cambiar la identidad química de una sustancia. En otras palabras, las propiedades químicas no pueden ser determinadas simplemente por ver o tocar la sustancia, la estructura interna debe ser afectada para que sus propiedades químicas sean investigadas.

Las propiedades químicas pueden ser contrarrestadas con las propiedades físicas, las cuales pueden discernirse sin cambiar la estructura de la sustancia.

Las propiedades químicas pueden ser usadas para crear clasificaciones de los químicos.

Ejemplos

Acidez Afinidad electrónica

Alcalinidad

Alotropía

Anfoterismo

Anfótero

Aquiralidad

Aumento ebulloscópico

Composición centesimal

Concentración

Conductividad molar

Debye

Descenso crioscópico

Electrófilo

Elevación del punto de ebullición

Energía de activación

Entropía de formación

Escala de Pauling

Estado de oxidación

Estereoquímica

Fosforescencia

Fundente

Hidrófilo

Hidrófobo

Higroscópico

Hipertónico

Hipotónico

Isotónico

Lipófilo

Masa atómica

Masa molar

Masa molecular

Metaestabilidad

Molecularidad

Número atómico

Osmolaridad POH

Peso molecular medio por partícula

Polaridad (química)

Potencial químico

Punto crítico

Punto de ebullición

Punto de fusión

Punto de inflamabilidad

Punto de inflamación

Punto isoeléctrico

Quimioluminiscencia

Quiralidad (química)

Reactividad

Solubilidad

Sustancia vesicante

Volumen molar

Solubilidad

Balance pH ,

Entalpía de formación,

Tipo de enlace químico,

Reactividad al oxígeno,

Acidez y alcalinidad,

Calor de combustión.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Propiedad_qu%C3%ADmica"

Teoría de Arrhenius

Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- H2O

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se

conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.

Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.

Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).

Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.

Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,

Tienen un sabor amargo.

Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.

Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.

Acidos y bases de Arrhenius:

Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.

Las bases liberan iones hidróxido en agua.

Ejemplos

Ejemplo de la teoría de Arrhenius:

El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.

2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)

html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-lewis.html - En caché - Similares

Teoría de Bronsted – Lowrry

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus

trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.

Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.

Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,

Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+

Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + base NH2- + base + H+

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)

se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil.

Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O H3O+ + F-

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:

En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son

también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.

HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-lewis.html - En caché - Similares

Auto ionización del agua

La auto ionización del agua (también llamada auto disociación del agua) es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ión hidronio (H3O+) y un ión hidróxido (OH−):

2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH− (aq)

Este es un ejemplo de autoprotólisis, y se basa en la naturaleza anfotérica del agua.

El agua, aunque sea pura, no es una simple colección de moléculas de H2O. Incluso en "agua pura", un equipo sensible puede detectar una conductividad muy leve de 0,055 μS · cm-

1. Según las teorías de Arrhenius, esto se debe a la presencia de iones.

Concentración y frecuencia

La anterior reacción tiene una constante de equilibrio químico de:

Keq = ([H3O+] [OH−]) / [H2O]2 = 3,23.10−18.

Así la constante de constante de acidez es:

Ka = Keq . [H2O] = ([H3O+] [OH−]) / [H2O] = 1,8.10−16.1

Para reacciones en agua (o en soluciones acuosas diluidas), la molaridad (una unidad de concentración) del agua, [H2O], es prácticamente constante y se omite por convenio de la expresión de la constante de acidez. La constante de equilibrio que resulta se denomina constante de ionización, constante de disociación, constante de

autoionización, o producto iónico del agua y se simboliza por Kw.

Kw = Ka . [H2O] = Keq . [H2O]2 = [H3O+] . [OH−]

donde

[H3O+] = molaridad del ión hidrógeno o hidronio, y

[OH−] = molaridad del ión hidróxido.

En condiciones estándar de presión y temperatura, alrededor de 25 °C (298 K):

Kw = [H3O+] . [OH−] = 1,0 . 10−14.

El agua pura se ioniza o disocia en cantidades iguales de H3O+ y OH−, por lo que sus molaridades son iguales:

[H3O+] = [OH−]

En condiciones estándar las concentraciones de hidróxido e hidronio son ambas tan bajas como 1,0 . 10−7 mol/L y los iones rara vez se producen: una molécula de agua seleccionada al azar se disocia aproximadamente cada 10 horas.2 Puesto que la concentración de moléculas de agua en el agua está en su mayor parte sin afectar por la disociación y [H2O] es aproximadamente de 56 mol/L, se deduce que por cada 5,6 . 108 moléculas de agua, existirá un par de moléculas como iones. Cualquier solución en la que las concentraciones de H3O+ y OH− sean iguales se considera una solución neutra. El agua totalmente pura es neutra, aunque incluso pequeñas cantidades de impurezas pueden afectar a estas concentraciones de iones y el agua ya no sería neutra. Kw es sensible a la presión y la temperatura, aumentando cuando alguno de ellos aumenta.

Cabe señalar que el agua desionizada es el agua del grifo o de fuentes naturales a la que se le han quitado la mayoría de iones impureza (como Na+ y Cl-) por medio de la destilación o algún otro método de purificación de agua. La eliminación de todos, los iones del agua es casi imposible, ya que el agua se autoioniza para alcanzar el equilibrio.

Dependencia de la presión y la temperatura

Dependencia de la temperatura de la constante de ionización del agua a 25 MPa.

Dependencia de la presión de la constante de ionización del agua a 25 °C.

Por definición, pKw = −log10 Kw. En conciciones normales, pKw = −log10 (1,0 . 10−14) = 14,0. El valor de pKw varía con la temperatura. Cuando aumenta la temperatura, pKw disminuye; y cuando la temperatura disminuye, pKw aumenta (para temperaturas por encima o alrededor de 250 °C). Esto significa que la autoionización del agua generalmente aumenta con la temperatura.

También hay una (generalmente pequeña) dependencia de la presión (aumenta cuando se aumenta la presión). La

dependencia de la ionización del agua de la temperatura y la presión ha sido bien investigada y existe una formulación estándar.3

Acidez

El pH es una medida logarítmica de la acidez (o alcalinidad) de una solución acuosa. Por definición,

pH = −log10 [H3O+].

Dado que [H3O+] = [OH−] en una solución neutra, matemáticamente se deduce que, para una solución neutra el pH = 7 (en condiciones normales).

La autoionización es el proceso que determina el pH del agua. Dado que la concentración de ión hidronio en c.n. (25 °C) es aproximadamente 1,0 . −7 mol/L, el pH del agua líquida pura a esta temperatura es 7. Dado que Kw aumenta cuando lo hace la temperatura, el agua caliente tiene una mayor concentración de iones hidronio que el agua fría, pero esto no significa que sea más ácida, ya que la concentración de hidróxido es también superior en la misma cantidad.

Mecanismo

Geissler et al. Han determinado que las fluctuaciones del campo eléctrico en el agua líquida causa la disociación molecular.4 Ellos proponen la siguiente secuencia de acontecimientos que tiene lugar en alrededor de 150 fs: el sistema comienza en un estado neutro, las fluctuaciones aleatorias en los movimientos moleculares de vez en cuando (alrededor de una vez cada 10 horas por la molécula de agua) producen un fuerte campo eléctrico lo suficientemente fuerte como para romper un enlace oxígeno-hidrógeno, dando como resultado un ión hidróxido (OH-) y un ión hidrógeno (H3O+); el protón del ion hidronio se desplaza a través de las moléculas de agua por el mecanismo de Grotthuss, y un cambio en la red de enlaces de hidrógeno en el disolvente aísla a los dos iones, que se estabilizan por solvatación.

En menos de 1 ps, sin embargo, una segunda reorganización de la red de enlaces de hidrógeno permite la rápida transferencia del protón gracias a la diferencia de potencial eléctrico y dando lugar a la posterior recombinación de los iones. Este período es coherente con el tiempo necesario

para que los enlaces de hidrógeno se reorienten por sí mismos en el agua.5 6 7

Efectos isotópicos

El agua pesada, D2O, se autoioniza menos que el agua normal, H2O; el oxígeno forma un enlace ligeramente más fuerte con el deuterio porque la mayor masa del deuterio da como resultado una menor energía del punto cero, un efecto mecanocuántico. La tabla siguiente compara los valores de pKw para el H2O y el D2O.8

T (°C)

H2O D2O

1014.534

615.43

9

2014.166

915.04

9

2513.996

514.86

9

3013.833

014.69

9

4013.534

814.38

5

5013.261

714.10

3

es.wikipedia.org/.../Equilibrio_iónico - hace 17 horas - En   caché - Similares

Anfoterismo

El anfoterismo es una propiedad que presentan algunos compuestos el cual consiste en que pueden actuar ya sea como ácidos o como bases según el medio en el que se

encuentren.

Así por ejemplo, los aminoácidos presentan propiedades anfotéricas, ya que,

por un lado tienen un grupo carboxilo (-COOH) el cual es ácido y en presencia de OH^- (medio básico)

cede su protón quedando como (-COO^-), y por el otro, tienen un grupo amino (-NH₂), el cual

al estar en presencia de H⁺ (medio ácido), acepta el protón quedando así:

(-NH₃⁺).

Así pues, si un anfótero (en este ejemplo un aminoácido) se encuentra en medio básico, actuará como un ácido cediendo H⁺, y si se encuentra en medio ácido actuará

como base aceptando H⁺.

Pero no todos los anfolitos (o anfóteros) tienen que ser ácidos en un pH<7 o básicos en un pH>7, sino que cada compuesto

tiene un punto de equilibrio en el que tiene ambas cargas, como la glicina que su punto 'neutro' es a un pH de 6.2.

Para referencia la fórmula de la glicina es (en teoría, ya que en solución siempre estará ionizada):

H₂N-CH₂-COOH

adanQFB

foros.monografias.com › ... › Química - En   caché - Similares

Fuerza de los ácidos

La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón. Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H+ y un mol de su base conjugada, A-, y nada del ácido protonado HA. En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio, existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y ácido sulfúrico (H2SO4). En agua, cada uno de estos se ioniza prácticamente al 100%. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón, H+. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la polaridad del enlace H-A. La fuerza de los ácidos suele ser discutida también en términos de la estabilidad de la base conjugada.

Los ácidos más fuertes tienen Ka más alto, y pKa más bajo que los ácidos más débiles.

Los ácidos alquilsulfónicos y arilsulfónicos, que son oxiácidos orgánicos, son un tipo de ácidos fuertes. Un ejemplo común es el ácido toluensulfónico (ácido tósico o tosílico). A

diferencia del ácido sulfúrico mismo, los ácidos sulfónicos pueden ser sólidos. En efecto, el poliestireno funcionalizado en sulfonato de poliestireno, es un plástico sólido fuertemente ácido, que es filtrable.

Los superácidos son ácidos más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%. Algunos ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico, ácido mágico y ácido perclórico. Los superácidos pueden protonar permanentemente el agua, para producir "sales" de oxonio iónicas, cristalinas. También pueden estabilizar cuantitativamente a los carbocationes.

Polaridad y el efecto inductivo

La polaridad se refiere a la distribución de electrones en un enlace químico, la región de espacio entre dos núcleos atómicos donde se comparte un par de electrones (ver TREPEV). Cuando los dos átomos tienen aproximadamente la misma electronegatividad (potencia para atraer electrones del enlace), los electrones son compartidos aproximadamente por igual y pasan el mismo tiempo en cualquier extremo del enlace. Cuando hay una diferencia significativa en electronegatividades de los dos átomos enlazados, los electrones pasan más tiempo cerca al núcleo del elemento más electronegativo, y se forma un dipolo eléctrico, o separación de cargas, tal que hay una carga parcial negativa localizada en el elemento electronegativo, y una carga parcial positiva en el elemento electropositivo. El hidrógeno es un elemento electropositivo y acumula una carga ligeramente positiva cuando está unido a un elemento electronegativo, como el oxígeno o el bromo. Al decrecer la densidad electrónica en el átomo de hidrógeno, se hace más fácil que sea abstraído en forma de protón, en otras palabras, es más ácido. Al moverse de izquierda a derecha a lo largo de una fila en la tabla periódica, los elementos tienden a hacerse más electronegativos, y la fuerza del ácido binario formado por el elemento aumenta coherentemente:

Fórm Nombre pK

ula a1

HFácido fluorhídrico

3.17

H2O agua15.7

NH3 amoníaco 38

CH4 metano 48

El elemento electronegativo no necesita estar unido directamente al hidrógeno ácido para incrementar su acidez. Un átomo electronegativo puede "jalar" densidad electrónica desde el enlace ácido, a través del efecto inductivo. La habilidad para atraer electrones disminuye rápidamente con la distancia del elemento electronegativo al enlace ácido. El efecto es ilustrado por la siguiente serie de ácidos butanoicos halogenados. El cloro es más electronegativo que el bromo y, en consecuencia, tiene el efecto más fuerte. El átomo de hidrógeno unido al oxígeno es el hidrógeno ácido. El ácido butanoico es un ácido carboxílico.

Estructura NombrepKa

2

ácido butanoico≈4.8

ácido 4-clorobutanoico

4.5

ácido 3-clorobutanoico

≈4.0

ácido 2-bromobutanoico

2.93

ácido 2-clorobutanoico

2.86

A la vez que el átomo de cloro se aleja del enlace ácido O-H, el efecto disminuye. Cuando el átomo de cloro está a un átomo de carbono de distancia del grupo ácido carboxílico, la acidez del compuesto se incrementa significativamente, comparado con el ácido butanoico (también llamado ácido butírico). Sin embargo, cuando el átomo de cloro está separado por varios enlaces, el efecto es mucho menor. El bromo es más electronegativo que el carbono o el hidrógeno, pero no tan electronegativo como el cloro, con lo que pKa del ácido 2-bromobutanoico es ligeramente mayor que el pKa del ácido 2-clorobutanoico.

El ácido perclórico es un ácido oxácido fuerte.

El número de átomos electronegativos adyacentes a un enlace ácido también afecta a la fuerza del ácido. Los oxoácidos tienen la fórmula general HOX, donde X puede ser cualquier átomo y puede o no compartir enlaces con otros átomos. Al aumentar el número de átomos o grupos electronegativos en el átomo X, se disminuye la densidad electrónica en el enlace ácido, haciendo que la pérdida del

protón sea más fácil. El ácido perclórico es un ácido muy fuerte (pKa ≈ -8), y se disocia completamente en agua. Su fórmula química es HClO4, y comprende un átomo de cloro central, con cuatro átomos de oxígeno alrededor, uno de los cuales está unido a un átomo de hidrógeno extremadamente ácido, que es eliminable fácilmente. En contraste, el ácido clórico (HClO3) es un ácido algo menos fuerte (pKa = -1.0), mientras que el ácido cloroso (HClO2, pKa = +2.0) y el ácido hipocloroso (HClO, pKa = +7.53) son ácidos débiles.3

Los ácidos carboxílicos son ácidos orgánicos que contienen un grupo hidroxilo ácido y un grupo carbonilo. Los ácidos carboxílicos pueden ser reducidos al alcohol correspondiente; la sustitución de un átomo de oxígeno electronegativo con dos átomos de hidrógeno electropositivos conduce a un producto que es esencialmente no ácido. La reducción del ácido acético a etanol usando LiAlH4 (hidruro de aluminio y litio o LAH) y éter es un ejemplo de dicha reacción.

El valor de pKa para el etanol es 16, comparado con 4,76 para el ácido acético.2 4

Radio atómico y fuerza del enlace

Otro factor que contribuye a la habilidad de un ácido para perder un protón es la fuerza del enlace entre el hidrógeno ácido y el átomo que lo tiene. Esto, a su vez, es dependiente del tamaño de los átomos que comparten el enlace. Para un ácido HA, a la vez que aumenta el tamaño del átomo A, la fuerza del enlace disminuye, significando esto que es más fácil de ser roto, y la fuerza del ácido aumenta. La fuerza del enlace es una medida de cuánta energía es necesaria para romper un enlace. En otras palabras, requiere menos energía romper el enlace cuando el átomo A se hace más grande, y el protón es más fácilmente removible por una base. Esto explica parcialmente por qué el ácido fluorhídrico es considerado un ácido débil, mientras que los demás ácidos de halógeno (HCl, HBr, HI) son ácidos fuertes. Aunque el flúor es más electronegativo que los otros halógenos, su radio atómico es también mucho menor, por lo que comparte un

enlace fuerte con el hidrógeno. Al moverse hacia abajo en una columna en la tabla periódica, los átomos se hacen menos electronegativos, pero también significativamente más grandes, y el tamaño del átomo tiende a dominar la acidez en el enlace con el hidrógeno. El sulfuro de hidrógeno, H2S, es un ácido más fuerte que el agua, incluso aunque el oxígeno es más electronegativo que el azufre. Sólo con los halógenos, esto es debido a que el azufre es más grande que el oxígeno, y el enlace hidrógeno-azufre es más fácilmente rompible que el enlace hidrógeno-oxígeno.

Características químicas

Ácidos monopróticos

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como se muestra a continuación (simbolizado por HA):

HA(aq) + H2O(l) H3O+(ac) + A−(ac)         Ka

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) y el ácido benzoico (C6H5COOH).

Ácidos polipróticos [editar]

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, Ka1 y Ka2.

H2A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HA−(ac)       Ka1

HA−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A2−(ac)       Ka2

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1 > Ka2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO−4), para lo que Ka1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2−4), donde Ka2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de Ka1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO−3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2−3). Ambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2.

Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + H2A−(ac)        Ka1

H2A−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HA2−(ac)       Ka2

HA2−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A3−(ac)         Ka3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H3PO4), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H2PO−4, luego HPO2−4, y finalmente PO3−4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.

Neutralización

Ácido clorhídrico (en el matraz) reaccionando con vapores de amoníaco para producir cloruro de amonio (humo blanco).

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:

HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)

La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base han sido añadidos a un ácido. Generalmente se asume incorrectamente que la neutralización resulta en una solución con pH 7,0, lo que es solamente el caso cuando el ácido y la base tienen fuerza similar durante la reacción. La neutralización con una base más débil que el ácido resulta en una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio, que es débilmente ácido, producido a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco. Recíprocamente, la neutralización de un ácido débil con una base fuerte produce una sal débilmente básica, por ejemplo, el fluoruro de sodio, formado a partir del fluoruro de hidrógeno y el hidróxido de sodio.

Equilibrio ácido débil/base débil

Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el valor de pKa del ácido protonado. La disminución en la concentración de H+ en la solución básica desplaza el equilibrio hacia la base conjugada (la forma deprotonada del ácido). En soluciones a menor pH (más ácidas), hay suficiente concentración de H+ en la solución para que el ácido permanezca en su forma protonada, o para que se protone la base conjugada.

Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus bases conjugadas forman las soluciones tampón.

Dureza de ácidos

En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc.

Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc.

Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de numerosas reacciones.

Aplicaciones de los ácidos

Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil.

Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes, y el zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y aplicando electrólisis.

En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, los ácidos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres.

Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola.

Abundancia biológica

Estructura básica de un aminoácido.

Muchas moléculas biológicamente importantes son ácidos. Los ácidos nucleicos, incluyendo al ADN y el ARN contienen el código genético que determina mucho de las características de un organismo, y es transferido de padres a vástagos. El ADN contiene el molde químico para la síntesis de las proteínas, que están hechas de subunidades de aminoácidos.

Un α-aminoácido tiene un carbono central (el carbono α o alfa) que está unido covalentemente a un grupo carboxilo (de ahí que son ácidos carboxílicos), un grupo amino, un átomo de hidrógeno, y un grupo variable. El grupo variable, también llamado grupo R o cadena lateral, determina la identidad y muchas de las propiedades de un aminoácido específico. En la glicina, el aminoácido más simple, el grupo R es un átomo de hidrógeno, pero en todos los demás aminoácidos contiene uno o más átomos de carbono unidos a hidrógeno, y puede contener otros elementos, tales como azufre, selenio, oxígeno o nitrógeno. Con excepción de la glicina, los aminoácidos presentes en la naturaleza son quirales y casi invariablemente están presentes en la configuración L. Algunos peptidoglicanos, encontrados en algunas paredes celulares bacterianas contienen pequeñas cantidades de D-aminoácidos. A pH fisiológico, típicamente alrededor de 7, existen aminoácidos libres en forma iónica, donde el grupo carboxilo ácido (-COOH) pierde un protón (-COO-) y el grupo amino básico (-NH2) gana un protón (-NH+3). La molécula entera tienen una carga neta neutra, y es un zwitterión.

Los ácidos grasos y derivados de ácidos grasos son otro grupo de ácidos carboxílicos que juegan un rol significativo en biología. Estos contienen largas cadenas de hidrocarburo y un grupo ácido carboxílico en un extremo. La membrana celular de casi todos los organismos está hecha principalmente de una bicapa fosfolipídica, una micela de cadenas hidrofóbicas de ácidos grasos con grupos fosfato hidrofílicos.

En humanos y muchos otros animales, el ácido clorhídrico es parte del ácido gástrico segregado en el estómago para ayudar a hidrolizar a las proteínas, así como para convertir la proenzima inactiva pepsinógeno en la enzima activa pepsina. Algunos organismos producen ácidos para su defensa; por ejepmlo, las hormigas producen el ácido fórmico.

El equilibrio ácido-base juega un rol crítico en la regulación de la respiración de los mamíferos. El gas oxígeno (O2) lleva a cabo la respiración celular, proceso por el cual los animales liberan la energía potencial química almacenada en los alimentos, produciendo dióxido de carbono (CO2) como producto. El oxígeno y el dióxido de carbono son intercambiados en los pulmones, y el cuerpo responde a las demandas energéticas variables ajustando la velocidad de ventilación. Por ejemplo, durante períodos de ejercitación, el cuerpo rompe rápidamente los carbohidrato almacenados, liberando CO2 al torrente sanguíneo. En soluciones acuosas como la sangre, el CO2 existe en equilibrio con ácido carbónico y el anión bicarbonato.

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

Es la disminución en el pH la señal que lleva al cerebro a respirar más rápidamente y profundo, liberando el exceso de CO2 y resuministrando a las células con O2.

La aspirina (ácido acetilsalicílico) es un ácido carboxílico.

Las membranas celulares son generalmente impermeables a las moléculas polares, cargadas o grandes, debido a las cadenas grasas acílicas lipofílicas contenidas en su interior. Muchas moléculas biológicamente importantes, incluyendo un gran número de agentes farmacéuticos, son ácidos orgánicos débiles que pueden crusar la membrana en su forma protonada, en la forma sin carga, pero no pueden hacerlo en su forma cargada (como base conjugada). Por esta razón, la actividad de muchas drogas puede ser aumentada o disminuida por el uso de antiácidos o alimentos

ácidos. Sin embargo, la forma cargada suele ser más soluble en la sangre y el citosol, ambos medios acuosos. Cuando el medio extracelular es más ácido que el pH neutro dentro de la célula, ciertos ácidos existirán en su forma neutra y serán solubles en la membrana, permitiéndoles cruzar la bicapa lipídica. Los ácidos que pierden un protón a pH intracelular existirán en su forma cargada, soluble, por lo que son capaces de difundirse a través del citosol a su objetivo. El ibuprofeno, la aspirina y la penicilina son ejemplos de drogas que son ácidos débiles.

Ácidos comunes

Ácidos minerales

Halogenuros de hidrógeno y sus soluciones acuosas: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI)

Oxoácidos de halógenos: ácido hipocloroso, ácido clórico, ácido perclórico, ácido peryódico y compuestos correspondientes al bromo y al yodo

Ácido fluorosulfúrico

Ácido nítrico (HNO3)

Ácido fosfórico (H3PO4)

Ácido fluoroantimónico

Ácido fluorobórico

Ácido hexafluorofosfórico

Ácido crómico (H2CrO4)

Ácidos sulfónicos

Ácido metansulfónico (ácido mesílico) Ácido etansulfónico (ácido esílico) (EtSO3H)

Ácido bencensulfónico (ácido besílico) (PhSO3H)

Ácido toluensulfónico (ácido tosílico, o (C6H4(CH3) (SO3H))

Ácido trifluorometansulfónico (ácido tríflico)

Ácidos carboxílicos

Ácido acético Ácido fórmico

Ácido glucónico

Ácido láctico

Ácido oxálico

Ácido tartárico

Ácidos carboxílicos vinílogos [editar]

Ácido ascórbico Ácido de Meldrum

es.wikipedia.org/wiki/Ácido - En   caché - Similares

Teoría de Lewis

Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.

La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también

introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.

Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.

Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

Ejemplo de la teoría de Lewis:

El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:

H3N: + BF3ðH3N-BF3

html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-lewis.html - En caché - Similares

Reacciones acido-base en disolución acuosa

Reacciones ácido-base. pH. NeutralizaciónUna disolución acuosa será más o menos ácida, según la concentración de protones que contenga. Una disolución con

una concentración de iones hidronio mayor que el agua pura es ácida. Si la concentración de iones hidronio es menor que la del agua pura, la disolución es básica.

Equilibrio iónico del agua El agua pura es un electrolito débil que se encuentra disociado en sus iones H3O+ y OH?, pudiendo expresarse el equilibrio como:

Al producto de la concentración de iones hidroxonio o hidronio (H3O+) por la concentración de iones hidróxido (OH?) se le denomina producto iónico del agua y se representa como Kw. Este producto tiene un valor constante igual a 10?14 a 25 ºC.

Kw = [OH?][ H3O+] = 10?14

Dado que en el agua pura por cada ion hidronio hay un ion hidróxido, la concentración es la misma, por lo que:

10?7 × 10?7 = 10?14

Disoluciones ácidas, bases y neutras Si se disolviese en agua pura una sustancia básica, aumentaría la concentración de iones hidróxido en el medio, con lo que, para que se cumpliese el producto iónico del agua, debería disminuir la concentración de iones hidronio.

Por el contrario, si se disuelve un ácido en agua pura, éste se disocia dando protones, con lo que aumenta la concentración de éstos, disminuyendo la de iones hidróxido, para que se cumpla el equilibrio iónico del agua.

Se tienen entonces las siguientes relaciones: Disolución ácida cuando [H3O+] > [OH?] Disolución neutra cuando [H3O+] = [OH?] Disolución básica cuando [H3O+] < [OH?]

Como en una disolución acuosa neutra se cumple que [OH?] = [ H3O+] = 10?7 M, se tiene:

Disolución ácida cuando [H3O+] > 10?7 M Disolución neutra cuando [H3O+] = 10?7 M Disolución básica cuando [H3O+] < 10?7 M

Concepto de pH El pH se define como el logaritmo de la concentración de iones hidronio cambiado de signo: pH = ? log [H3O+]Se tiene entonces:

Disolución

[H3O+] pH

Ácida >10?

7M <7

Neutra 10?7M 7

Básica <10?

7M >7

Reacciones de neutralización En las reacciones de neutralización se hace reaccionar un ácido con una base, con objeto de determinar la concentración de una sustancia ácida o básica en la disolución.

Si tenemos una disolución ácida que contiene una cantidad de ácido desconocida, se puede determinar ésta añadiendo poco a poco una base hasta que se neutralice la disolución.

Una vez que la disolución se ha neutralizado, como la cantidad de base adicionada es conocida, se puede determinar la cantidad de ácido que había en la disolución.

Los productos resultantes de la reacción de un ácido y una base son siempre una sal y agua:ácido + base ® sal + agua

Por ejemplo, la reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio da lugar a la sal cloruro de sodio y agua:

HCl + NaOH ® NaCl + H2O

Indicadores Los indicadores son sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color al variar la acidez de la disolución en la que se encuentran. Normalmente se trata de ácidos orgánicos débiles.

Un ejemplo es el papel de tornasol, que se pone de color azul al ser introducido en una disolución básica o de color rojo si la disolución es ácida.

Nombre usual Intervalo de pH (*)

Color en medio ácido

Color en medio básico

Rojo de cresol 0,2-1,8 rojo amarillo

Azul de timol 1,2-2,8 rojo amarillo

Azul bromofenol

3,0-4,6 amarillo púrpura

Naranja de 3,1-4,4 rojo amarillo

metilo

(*) Zona en que tiene lugar el cambio de color. «« Reacciones ácido-base. Concepto y teorías Reacciones ácido-base. Fuerza de ácidos y bases »»

Medida del pHEl pH se mide en un aparato denominado pHmetro, que da el valor en escala pH, esto es, en números de 0 a 14.

 

Ejemplos de reacciones ácido base

Cuba de Nelson para la obtención de hidróxido de sodio.

H 2 SO 4 + 2 KOH®

® K 2 SO 4 + H 2 O

HCl + NH 4 OH®

® NH 4 Cl + H 2 O

CH 3 - COOH + NaOH®

® CH 3 - COONa + H 2 O

www.hiru.com/es/kimika/kimika_01900.html - En   caché - Similares

Titulación

Las titulaciones o valoraciones acido-base son empleadas para determinar concentraciones de sustancias químicas con

precisión y exactitud. Estas titulaciones se llevan a cabo gracias a la reacción que ocurre entre acidos y bases,

formando sales y agua:

El procedimiento de las titulaciones consiste en: colocar una de las sustancias en una bureta, y la otra en un matraz aforado o no, dependiendo de las circunstancias. A la

sustancia colocada en el matraz se le añade un reactivo indicador, como por ejemplo: Fenolftaleina.

En las titulaciones es importante agitar constantemente el matraz, y verter gota a gota la otra solución para que la reacción se lleve de forma constante y homogénea. La

misma culmina con el viraje de color del reactivo indicador.

Listado de consultas o fuentes bibliográficas

www.monografias.com › Quimica - En   caché - Similares

www.cespro.com/.../Contquimica/QUIMICA.../periodicidad_quimica.htm - En caché - Similares

www.unlu.edu.ar/~qui10017/.../Capitulo%20III.htm - En caché - Similares

www.kalipedia.com/.../ clasificacion - reacciones - quimicas .html?... - En   caché

thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/.../atomica.html - En caché - Similares es.wikipedia.org/wiki/Isótopo - En caché - Similares

es.wikipedia.org/wiki/ Enlace _ químico - En   caché - Similares

www.monografias.com › Quimica - En caché - Similareses.wikipedia.org/wiki/Enlace_iónico - En caché - Similares

"http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente"

medicina.usac.edu.gt/.../ enlace / Enlace _ Covalente _ Polar .htm - En   caché - Similares

www.buenastareas.com/.../Enlace-Covalente-No-Polar/191719.html - En caché

es.wikipedia.org/wiki/Momento_dipolar - En caché – Similares

http://es.wikipedia.org/wiki/Propiedad_qu%C3%ADmica"

html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-lewis.html - En caché - Similares

es.wikipedia.org/.../Equilibrio_iónico - hace 17 horas - En   caché - Similares

foros.monografias.com › ... › Química - En   caché - Similares

es.wikipedia.org/wiki/Ácido - En   caché - Similares

www.hiru.com/es/kimika/kimika_01900.html - En   caché - Similares