Química

La química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Linus Pauling la define como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias en referencia con el tiempo. La química se ocupa principalmente de las agrupaciones supratómicas, como son los gases, las moléculas, los cristales y los metales, estudiando su composición, propiedades estadísticas, transformaciones y reacciones. La química también incluye la comprensión de las propiedades e interacciones de la materia a escala atómica. La mayoría de los procesos químicos se pueden estudiar directamente en el laboratorio, usando una serie de técnicas a menudo bien establecidas, tanto de manipulación de materiales como de comprensión de los procesos subyacentes. Una aproximación alternativa es la proporcionada por las técnicas de modelado molecular, que extraen conclusiones de modelos computacionales. La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter esotérico, pero también experimental, que combinaba elementos de química, metalurgia, física, medicina, biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina con la revolución química, con el descubrimiento de los gases por Robert Boyle, la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés Antoine Lavoisier. 3 La sistematización se hizo patente con la creación de la tabla periódica de los elementos y la introducción de la teoría atómica, cuando los investigadores desarrollaron una comprensión fundamental de los estados de la materia, los iones, los enlaces químicos y las reacciones químicas. Desde la primera mitad del siglo XIX, el desarrollo de la química lleva aparejado la aparición y expansión de una industria química de gran relevancia en la economía y la calidad de vida actuales.

Definición

La definición de química ha cambiado a través del tiempo, a medida que nuevos descubrimientos se han añadido a la funcionalidad de esta ciencia. El término química, a vista del reconocido científico Robert Boyle, en 1661, se trataba del área que estudiaba los principios de los cuerpos mezclados. En 1662, la química se definía como un arte científico por el cual se aprende a disolver cuerpos, obtener de ellos las diferentes sustancias de su composición y cómo unirlos después para alcanzar un nivel mayor de perfección. Esto según el químico Christopher Glaser. La definición de 1730 para la palabra química, usada por Georg Stahl, era el arte de entender el funcionamiento de las mezclas, compuestos o cuerpos hasta sus principios básicos, y luego volver a componer esos cuerpos a partir de esos mismos principios. En 1837, Jean-Baptiste Dumas consideró la palabra química para referirse a la ciencia que se preocupaba de las leyes y efectos de las fuerzas moleculares. Esta definición luego evolucionaría hasta que, en 1947, se le definió como la ciencia que se preocupaba de las sustancias: su estructura, sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias (caracterización dada por Linus Pauling). Más recientemente, en 1988, la definición de química se amplió, para ser «el estudio de la materia y los cambios que implica», según palabras del profesor Raymond Chang.

ÁREAS DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA 1. Catálisis

La catálisis es el proceso por el cual se aumenta la velocidad de una reacción química, debido a la participación de una sustancia llamada catalizador y aquellas que desactivan la catálisis son denominados inhibidores.

2. Espectroscopia

La espectroscopia o espectroscopía es el estudio de la interacción entre la radiación electromagnética y la materia, con absorción o emisión de energía radiante. Tiene aplicaciones en astronomía, física, química y biología, entre otras disciplinas científicas.

3. Química analítica

La química analítica estudia y utiliza instrumentos y métodos para separar, identificar y cuantificar la materia. En la práctica, la separación, identificación o cuantificación puede constituir el análisis completo o combinarse con otro método. La separación aísla los analitos.

4. Química Computacional

La química computacional es una rama de la química que utiliza computadoras para ayudar a estudiar y resolver problemas químicos a través de la aplicación de modelos y simulaciones computacionales de sistemas moleculares.

5. Química De Materiales

La ciencia de materiales implica investigar la relación entre la estructura y las propiedades de los materiales. ... La investigación en el área de química de materiales cuenta con dos laboratorios de síntesis donde se desarrolla la línea de generación de conocimiento “Síntesis y caracterización de materiales funcionales”.

6. Física Química

La química física es una ciencia que investiga fenómenos fisicoquímicos usando técnicas de la Física atómica y molecular, y de la Física del estado sólido; es la rama de la Física que estudia los procesos químicos desde el punto de vista de la física.

7. Química Inorgánica

La química inorgánica se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones químicas de los elementos y compuestos inorgánicos; es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque estos pertenecen al campo de la química orgánica.

8. Química Medicinal

La química medicinal, farmoquímica o química farmacéutica es una de las consideradas ciencias farmacéuticas, con profundas raíces en la química. Sus objetivos son la identificación, la síntesis y el desarrollo de nuevos compuestos químicos que sean adecuados para el uso terapéutico.

9. Química Ambiental

La química ambiental, denominada también química medioambiental es la aplicación de la química al estudio de los problemas y la conservación del ambiente.

10. Química Nuclear

La química nuclear es la rama de la química que tiene que ver con la radiactividad, con los procesos y propiedades nucleares. Es la química de los elementos radiactivos tales como los actínidos, radio y radón junto con la química asociada con el equipo, los cuales son diseñados para llevar a cabo procesos nucleares.

11. Química Orgánica

La química orgánica es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que en su gran mayoría contienen carbono formando enlaces covalentes: carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, también conocidos como compuestos orgánicos.

12. Química Teórica

Parte de esta disciplina puede ser clasificada como química computacional, aunque la química computada normalmente indica la aplicación de la química teórica con una configuración específica

EL LABORATORIO QUÍMICO

Es el que hace referencia a la química y que estudia compuestos, mezclas de sustancias o elementos y es un lugar donde se comprueba la validez de los principios químicos mediante la aplicación del método científico a través de experimentos generalmente en el que se planea y se organiza para un grupo de estudiantes que participan activamente o como observadores en la elaboración de los mismos, en que las personas ayudan a comprobar las teorías que se han postulado a lo largo del desarrollo de esta ciencia. Es importante hacer notar que un laboratorio de química es una habitación construida y adecuada para este fin, observando el cumplimiento sobre el contenido básico de un laboratorio seguro como: Regadera, lava-ojos, instalación de gas, instalación de agua corriente, drenaje, extintores, iluminación natural y artificial, sistemas de ventilación o ventanas abatibles, accesos lo suficientemente amplios para permitir el desalojo del laboratorio con orden y rapidez en caso de un accidente o evacuación precautoria por la acumulación de gases emitidos por los experimentos o fugas en la instalación de gas o equipos instalados sobre las mismas líneas de gas y equipo de primeros auxilios (botiquín).

Condiciones de Laboratorios Normalizadas

• Temperatura: La temperatura ambiente normal es de 20 °C, variando las tolerancias en función del tipo de medición o experimento a realizar. Además, las variaciones de la temperatura (dentro del intervalo de tolerancia) han de ser suaves, por ejemplo en laboratorios de metrología dimensional, se limita a 2 °C/h (siendo el intervalo de tolerancia de 4 °C).

• Humedad: Usualmente conviene que la humedad sea la menor posible porque acelera la oxidación de los instrumentos (comúnmente de acero); sin embargo, para lograr la habitabilidad del laboratorio no puede ser menor del 50% ni mayor del 75%.

• Presión Atmosférica: La presión atmosférica normalizada suele ser, en laboratorios industriales, ligeramente superior a la externa (25 Pa) para evitar la entrada de aire sucio de las zonas de producción al abrir las puertas de acceso. En el caso de laboratorios con riesgo biológico (manipulación de agentes infecciosos) la situación es la contraria, ya que debe evitarse la salida de aire del laboratorio que puede estar contaminado, por lo que la presión será ligeramente inferior a la externa.

• Alimentación Eléctrica: Las variaciones de la tensión de la red deben limitarse cuando se realizan medidas eléctricas que pueden verse alteradas por la variación de la tensión de entrada en los aparatos. Todos los laboratorios deben tener un sistema eléctrico de emergencia, diferenciado de la red eléctrica normal, donde van enchufados aparatos como congeladores, neveras, incubadoras, etc. para evitar problemas en caso de apagones.

• Polvo: Se controla, por ejemplo, en laboratorios de interferómetro ya que la presencia de polvo modifica el comportamiento de la luz al atravesar el aire. En los laboratorios de Metrología

Dimensional el polvo afecta la medición de espesores en distintas piezas.

• Vibración y Ruido: Al margen de la incomodidad que supone su presencia para investigadores y técnicos de laboratorio, pueden falsear mediciones realizadas por procedimientos mecánicos. Es el caso, por ejemplo, de las Máquinas de medir por coordenadas.

NORMAS PARA MANIPULAR INSTRUMENTOS Y PRODUCTOS

1. Antes de manipular un aparato o montaje eléctrico, desconéctalo de la red eléctrica. 2. No pongas en funcionamiento un circuito eléctrico sin que el profesor haya revisado la instalación. 3. No utilices ninguna herramienta o máquina sin conocer su uso, funcionamiento y normas de seguridad específicas 4. Maneja con especial cuidado el material frágil, por ejemplo, el vidrio. 5. Informa al profesor del material roto o averiado. 6. Fíjate en los signos de peligrosidad que aparecen en los frascos de los productos químicos. 7. Lávate las manos con jabón después de tocar cualquier producto químico. 8. Al acabar la práctica, limpia y ordena el material utilizado. 9. Si te salpicas accidentalmente, lava la zona afectada con agua abundante. Si salpicas la mesa, límpiala con agua y sécala después con un paño. 10. Evita el contacto con fuentes de calor. No manipules cerca de ellas sustancias inflamables. Para sujetar el instrumental de vidrio y retirarlo del fuego, utiliza pinzas de madera. Cuando calientes los tubos de ensayo con la ayuda de dichas pinzas, procura darles cierta inclinación. Nunca mires directamente al interior del tubo por su abertura.

Instrumentos de Laboratorio

Los instrumentos utilizados en un laboratorio son todos los recipientes y herramientas que sirven para llevar a cabo mediciones, síntesis y análisis de diversos tipos. Estos instrumentos deben construirse con materiales resistentes y de alta calidad para no alterar los resultados de los estudios.

Refrigerante Con él se realizan destilaciones. Está formado por dos conductos concéntricos: por el exterior circula agua fría y por el interior, los vapores que se quieren refrigerar. Estos ceden calor al agua.

Mechero Bunsen Dispositivo para producir una llama de gas, utilizado en los laboratorios científicos para calentar, esterilizar o proceder a la combustión de muestras o reactivos químicos.

Vaso de precipitado Sirve para depositar sólidos o líquidos; y, además, para realizar mezclas y reacciones químicas. Mide volúmenes de forma aproximada. Se puede calentar.

Matraz aforado Se emplea únicamente para preparar y almacenar soluciones. No se puede calentar, ya que variaría la medida exacta de su capacidad.

Escobilla Sirve para limpiar instrumentos delicados o de difícil acceso.

Balanza Sirve para medir la masa de las sustancias.

Embudo

Sirve para trasvasar sustancias.

Agitador

Es una varilla de vidrio macizo.

Espátula Permite manipular y coger pequeñas cantidades de sólidos sin tocarlos con la mano.

Pipeta Instrumento que permite trasvasar pequeñas cantidades de líquidos. Debe ser utilizado con un pipeteador.

Matraz de Erlenmeyer Tiene la misma función que el vaso de precipitado. Su boca más estrecha permite agitar los líquidos que contiene sin que se derramen.

Tubo de ensayo Se utiliza para depositar pequeñas muestras de líquidos, con el fin de calentar o realizar pruebas.

Probeta Instrumento para medir con precisión volúmenes de líquidos. Como cualquier otro vidrio graduado, no se puede calentar.

Termómetro

Sirve para medir la temperatura de las sustancias en grados Celsius.

Bureta

Útil para medir con precisión líquidos. El líquido que sale se controla mediante una llave de paso.

Cristalizador Es un recipiente utilizado para evaporar lentamente soluciones y obtener cristales.

Gradilla

Sirve para colocar tubos de ensayo. Facilita el manejo de los tubos.

Embudo de decantación

Sirve para separar líquidos inmiscibles. Se emplea tanto en separaciones como en extracciones.

Gotero Permite tomar pequeñas cantidades de líquidos y dejarlos caer gota a gota.

Vidrio reloj Se utiliza para pesar o transferir sólidos o cubrir recipientes.

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Normas Generales

• La persona no tendrá que fumar, comer o beber en el laboratorio. • Deberá Utilizar una bata y tenerla siempre bien abrochada, así siempre la persona protegerá su ropa. • Debe guarda sus prendas de abrigo y sus objetos personales en un armario o taquilla y no los dejes nunca sobre la mesa de trabajo. • No lleves bufandas, pañuelos largos ni prendas u objetos que dificulten tu movilidad. • Procura no andar de un lado para otro sin motivo y, sobre todo, no corras dentro del laboratorio.

• Si tienes el cabello largo, recógetelo. • Dispón sobre la mesa sólo los libros y cuadernos que sean necesarios. • Ten siempre tus manos limpias y secas. Si tienes alguna herida, tápala. • No pruebes ni ingieras los productos. • En caso de producirse un accidente, quemadura o lesión, comunícalo inmediatamente al profesor. • Recuerda dónde está situado el botiquín. • Mantén el área de trabajo limpia y ordenada.

Normas para Manipular Instrumentos y Productos

• Antes de manipular un aparato o montaje eléctrico, desconéctalo de la red eléctrica. • No pongas en funcionamiento un circuito eléctrico sin que el profesor haya revisado la instalación. • No utilices ninguna herramienta o máquina sin conocer su uso, funcionamiento y normas de seguridad específicas. • Maneja con especial cuidado el material frágil, por ejemplo, el vidrio. • Informa al profesor del material roto o averiado. • Fíjate en los signos de peligrosidad que aparecen en los frascos de los productos químicos. • Lávate las manos con jabón después de tocar cualquier producto químico. • Al acabar la práctica, limpia y ordena el material utilizado. • Si te salpicas accidentalmente, lava la zona afectada con agua abundante. Si salpicas la mesa, límpiala con agua y sécala después con un paño. • Evita el contacto con fuentes de calor. No manipules cerca de ellas sustancias inflamables. Para sujetar el instrumental de vidrio y retirarlo del fuego, utiliza pinzas de madera. Cuando calientes los tubos de ensayo con la ayuda de dichas pinzas, procura darles cierta inclinación. Nunca mires directamente al interior del tubo por su abertura ni dirijas esta hacia algún compañero. (ver imagen) • Todos los productos inflamables deben almacenarse en un lugar adecuado y separados de los ácidos, las bases y los reactivos oxidantes. • Los ácidos y las bases fuertes han de manejarse con mucha precaución, ya que la mayoría son corrosivos y, si caen sobre la piel o la ropa, pueden producir heridas y quemaduras importantes. • Si tienes que mezclar algún ácido (por ejemplo, ácido sulfúrico) con agua, añade el ácido sobre el agua, nunca, al contrario, pues el ácido «saltaría» y podría provocarte quemaduras en la cara y los ojos. • No dejes destapados los frascos ni aspires su contenido. Muchas sustancias líquidas (alcohol, éter, cloroformo, amoníaco...) emiten vapores tóxicos.

PROPIEDADES DE LA MATERIA

Las propiedades de la materia son aquellas que definen las características de todo aquello que tiene masa y ocupa un volumen. Las propiedades de la materia pueden ser generales o específicas.

Propiedades generales de la materia: son aquellas características comunes a todos los cuerpos:

Masa: Cantidad de materia que contiene un cuerpo. Peso: La fuerza que ejerce la gravedad sobre los cuerpos

Volumen o extensión:

Espacio que ocupa un cuerpo Porosidad: Espacio que existe entre las partículas

Inercia: Característica que impide a la materia moverse sin intervención de una fuerza externa

Divisibilidad: Capacidad de la materia dividirse en partes más pequeñas

Es importante recalcar que la materia y sus propiedades estarán siempre afectadas por las fuerzas gravitatorias del medio en que se encuentran y por la fuerza de atracción entre las moléculas que la componen.

Propiedades específicas la materia: son las características que diferencian un cuerpo de otro y son agrupadas en:

• Propiedades físicas: son aquellas que definen la estructura medible del objeto como, por ejemplo, el olor, la textura, el sabor, el estado físico, etc.

• Propiedades químicas: son aquellas que cada sustancia tiene con respecto a otras sustancias con la habilidad de crear otras nuevas como, por ejemplo, la combustibilidad, la oxidación, la reactividad, la afinidad electrónica, entre otros.

TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA

La materia está presente en todo el universo en diferentes estados. Algunos de ellos, incluso, recién se están investigando. La materia normalmente presenta tres estados o formas: sólida, líquida o gaseosa. Sin embargo, existe un cuarto estado, denominado estado plasma, el cual corresponde a un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas (iones), con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, es decir, globalmente neutro.

Solido

El estado sólido se caracteriza por su resistencia a cualquier cambio de forma, lo que se debe a la fuerte atracción que hay entre las moléculas que lo constituyen; es decir, las moléculas están muy cerca unas de otras. No todos los sólidos son iguales, ya que poseen propiedades específicas que los hacen ser diferentes. Estas propiedades son: - Elasticidad - Dureza - Fragilidad

Líquido

En el estado líquido, las moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras, ya que están un poco alejadas entre ellas. Los líquidos, sin embargo, todavía presentan una atracción molecular suficientemente firme como para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar su volumen. No todos líquidos son iguales. Poseen propiedades específicas que los hacen ser diferentes.

• Volatilidad: nos referimos a la capacidad del líquido para evaporarse. Por ejemplo, si dejas un perfume abierto, podrás ver cómo con el paso del tiempo, disminuye el volumen del líquido.

• Viscosidad: nos referimos a la facilidad del líquido para esparcirse. No es lo mismo derramar aceite que agua, ésta última es menos viscosa, ya que fluye con mayor facilidad.

Gaseoso

En el estado gaseoso, las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente, sin ofrecer ninguna oposición a las modificaciones en su forma y muy poca a los cambios de volumen. Como resultado, un gas que no está encerrado 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. Puede ocurrir que se produzca una coexistencia de fases cuando una materia está cambiando de estado; es decir, en un momento determinado se pueden apreciar dos estados al mismo tiempo. Por ejemplo, cuando cierta cantidad de agua llega a los 100ºC (en estado líquido) se evapora, es decir, alcanza el estado gaseoso; pero aquellas moléculas que todavía están bajo los 100ºC, se mantienen en estado líquido.

Plasma

Existe un cuarto estado de la materia llamado plasma, que se forman bajo temperaturas y presiones extremadamente altas, haciendo que los impactos entre los electrones sean muy violentos, separándose del núcleo y dejando sólo átomos dispersos. El plasma, es así, una mezcla de núcleos positivos y electrones libres, que tiene la capacidad de conducir electricidad.

Un ejemplo de plasma presente en nuestro universo es el Sol.

Estados de agregación de la materia

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso:

• Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. • Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. • Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y de mezclas. Las sustancias puras son aquéllas cuya naturaleza y composición no varían sea cual sea su estado. Se dividen en dos grandes grupos: Elementos y Compuestos.

• Elementos: Son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras sustancias puras más sencillas por ningún procedimiento. Ejemplo: Todos los elementos de la tabla periódica:

Oxígeno, hierro, carbono, sodio, cloro, cobre, etc. Se representan mediante su símbolo químico y se conocen 115 en la actualidad.

• Compuestos: Son sustancias puras que están constituidas por 2 o más elementos combinados en proporciones fijas. Los compuestos se pueden descomponer mediante procedimientos químicos en los elementos que los constituyen. Ejemplo: Agua, de fórmula H2O, está constituida por los elementos hidrógeno (H) y oxígeno (O) y se puede descomponer en ellos mediante la acción de una corriente eléctrica (electrólisis). Los compuestos se representan mediante fórmulas químicas en las que se especifican los elementos que forman el compuesto y el número de átomos de cada uno de ellos que compone la molécula. Ejemplo: En el agua hay 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno formando la molécula H2O.

Elementos

Compuestos

Cuando una sustancia pura está formada por un solo tipo de elemento, se dice que es una sustancia simple. Esto ocurre cuando la molécula contiene varios átomos, pero todos son del mismo elemento. Ejemplo: Oxígeno gaseoso (O2), ozono (O3), etc. Están constituidas sus moléculas por varios átomos del elemento oxígeno. *Las mezclas se encuentran formadas por 2 o más sustancias puras. Su composición es variable. Se distinguen dos grandes grupos: Mezclas Homogéneas y Mezclas Heterogéneas.

a)Mezclas Homogéneas: También llamadas Disoluciones. Son mezclas en las que no se pueden distinguir sus componentes a simple vista. Ejemplo: Disolución de sal en agua, el aire, una aleación de oro y cobre, etc.

b) Mezclas Heterogéneas: Son mezclas en las que se pueden distinguir a los componentes a simple vista. Ejemplo: Agua con aceite, granito, arena en agua, etc.

Decantación: Esta técnica se emplea para separar 2 líquidos no miscibles entre sí. Ejemplo: Agua y aceite. La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que, dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el contenido por arriba (si queremos tomar el componente menos denso) o por abajo (si queremos tomar el más denso).

En la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el aceite, se utiliza un embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando éste se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave. La superficie de separación entre ambos líquidos se observa en el tubo estrecho de goteo.

LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna.

En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica «son el corazón de la química — comparables a la teoría de la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser), y a las leyes de la termodinámica en la física clásica—».

Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con algunas propiedades químicas similares. Debido a que las posiciones están ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades de los elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y otras ciencias.

Dmitri Mendeléyev publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica que fue ampliamente reconocida. La desarrolló para ilustrar tendencias periódicas en las propiedades de los elementos entonces conocidos, al ordenar los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. Mendeléyev también pronosticó algunas propiedades de elementos entonces desconocidos que anticipó que ocuparían los lugares vacíos en su tabla. Posteriormente se demostró que la mayoría de sus predicciones eran correctas cuando se descubrieron los elementos en cuestión.

La tabla periódica de Mendeléyev ha sido desde entonces ampliada y mejorada con el descubrimiento o síntesis de elementos nuevos y el desarrollo de modelos teóricos nuevos para explicar el comportamiento químico. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. Existen además otros arreglos periódicos de acuerdo a diferentes propiedades y según el uso que se le quiera dar (en didáctica, geología, etc).

Se han descubierto o sintetizado todos los elementos de número atómico del 1 (hidrógeno) al 118 (oganesón); la IUPAC confirmó los elementos 113, 115, 117 y 118 el 30 de diciembre de 2015, y sus nombres y símbolos oficiales se hicieron públicos el 28 de noviembre de 2016. Los primeros 94 existen naturalmente, aunque algunos solo se han encontrado en cantidades pequeñas y fueron sintetizados en laboratorio antes de ser encontrados en la naturaleza. Los elementos con números atómicos del 95 al 118 solo han sido sintetizados en laboratorios. Allí también se produjeron numerosos radioisótopos

sintéticos de elementos presentes en la naturaleza. Los elementos del 95 a 100 existieron en la naturaleza en tiempos pasados, pero actualmente no. La investigación para encontrar por síntesis nuevos elementos de números atómicos más altos continúa.

Grupos o Familias

En la tabla periódica de elementos, hay siete filas horizontales de elementos llamados períodos. Las columnas verticales de elementos se denominan grupos o familias. Los elementos de la tabla periódica se clasifican en familias, también llamadas "Grupos", porque las tres categorías principales de los elementos (metales, no metales y metaloides) son muy amplias.

Grupos de la Tabla Periódica

Los miembros de una misma familia o grupo (misma columna vertical) en la tabla periódica tienen propiedades similares. Las familias están etiquetadas en la parte superior de las columnas de una de estas dos maneras: 1. El método más antiguo utiliza números romanos y letras (por ejemplo, IIA). Muchos químicos todavía prefieren utilizar este método. 2. El nuevo método utiliza los números del 1 al 18

Cada familia reacciona de una manera diferente con el mundo exterior. Los metales se comportan de manera diferente que los gases, e incluso hay diferentes tipos de metales. Algunos elementos no reaccionan, mientras que otros son muy reactivos, y algunos son buenos conductores de la electricidad.

Las características de los elementos de cada familia están determinadas principalmente por el número de electrones en la capa externa de energía o última capa, también llamados electrones de valencia. Estos son los electrones que van a reaccionar cuando el elemento se une con otro.

Los grupos de la Tabla Periódica son:

• Grupo 1 (I A): metales alcalinos • Grupo 2 (II A): metales alcalinotérreos • Grupo 3 (III B): familia del escandio • Grupo 4 (IV B): familia del titanio • Grupo 5 (V B): familia del vanadio • Grupo 6 (VI B): familia del cromo • Grupo 7 (VII B): familia del manganeso • Grupo 8 (VIII B): familia del hierro • Grupo 9 (VIII B): familia del cobalto • Grupo 10 (VIII B): familia del níquel • Grupo 11 (I B): familia del cobre • Grupo 12 (II B): familia del zinc • Grupo 13 (III A): térreos • Grupo 14 (IV A): carbonoideos • Grupo 15 (V A): nitrogenoideos • Grupo 16 (VI A): calcógenos o anfígenos • Grupo 17 (VII A): halógenos • Grupo 18 (VIII A): gases nobles

Símbolo y elementos de cada grupo:

Características de las Familias de la Tabla Periódica

• La familia IA: se compone de los metales alcalinos. En las reacciones, estos elementos todos tienden a perder un solo electrón. Esta familia contiene algunos elementos importantes, tales como el sodio (Na) y potasio (K). Ambos de estos elementos juegan un papel importante en la química del cuerpo y se encuentran comúnmente en sales. Se llaman así porque cuando reaccionan con el agua forman el álcali. No entra en este grupo el Hidrógeno.

• La familia IIA: se compone de los metales de tierras alcalinas. Todos estos elementos tienden a perder dos electrones. El calcio (Ca) es un miembro importante de la familia IIA (que necesita calcio para los huesos y dientes sanos).

• La familia IIIA: ninguno muestra tendencia a formar aniones simples. Tienen estado de oxidación +3, pero también +1 en varios elementos. El boro se diferencia del resto de los elementos del grupo porque es un metaloide, mientras que los demás van aumentando su carácter metálico conforme se desciende en el grupo. Debido a esto, puede formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es duro a diferencia del resto que son muy blandos. Tienen puntos de fusión muy bajos, a excepción del boro.

• La familia IVA: son los carbonos ideos, no metales. A medida que se desciende en el grupo, aumenta el carácter metálico de sus componentes. el C y el Si son no metales, el germanio es un semimetal y el Sn junto con el Pb son netamente metálicos. El C y el Si tienden a formar uniones covalentes para completar su octeto electrónico, mientras que el Sn y el Pb.

• La familia VA: son los no metales nitrogenados. El N y el P son no metálicos, el arsénico y el antimonio son semimetales, a veces se comportan como metales y otras como no metales (esto es carácter anfótero). El Bi es un metal. esta variación de no metálico a metálico, a medida que se avanza en el grupo, se debe al aumento del tamaño de los átomos. resulta más difícil separar un electrón del átomo de N que hacerlo con el de Bi, porque en el primero la atracción nuclear es más intensa. Las moléculas de N son biatómicas, el P, As, Sb presentan moléculas tetralógicas en algunos de sus estados alotrópicos. el Bi es biatómico. todos estos elementos forman enlaces covalentes.

• La familia VIA: son los no metales calcógenos. Sus puntos de fusión, densidad y ebullición aumentan a medida que se desciende en el grupo, es decir a medida que aumenta el tamaño de los átomos. Se combinan con el H para formar hidruros no metálicos. De acuerdo a la electronegatividad, la afinidad química con el H decrece del O al Te.

• La familia VIIA: se compone de los halógenos. Todos ellos tienden a ganar un solo electrón en las reacciones. Miembros importantes de la familia incluyen el cloro (Cl), que se utiliza en la fabricación de la sal de mesa y cloro, y el yodo (I).

• La familia VIIIA: se compone de los gases nobles. Estos elementos son muy reactivos. Durante mucho tiempo, los gases nobles fueron llamados los gases inertes, porque la gente pensaba que estos elementos no reaccionarían en absoluto con ningún otro elemento. Un científico llamado Neil Bartlett mostró que al menos algunos de los gases inertes si puede reaccionar, pero requiere condiciones muy especiales.

• Metales de Transición: el mayor grupo de elementos en la tabla periódica, que van de los

Grupos del 3 al 12. Tienen diferentes grados de reactividad y una muy amplia gama de propiedades. En general, sin embargo, los metales de transición son buenos conductores del calor y la electricidad y tienen altos puntos de ebullición y densidades.

• Lantánidos: son un grupo de metales situados en la segunda fila de la parte inferior de la tabla periódica. Son bastante raros, sus números atómicos oscilan entre 57 (lantano) a 71 (lutecio).

Algunos de estos elementos se pueden encontrar en los superconductores, la producción de vidrio, o láser.

• Actínidos: son un grupo de metales en la última fila de la tabla periódica. La familia de los actínidos contiene quince elementos que comienzan con el actinio. Todos los actínidos son radiactivos y algunos no se encuentran en la naturaleza.

Períodos 1. Período 1

• Elementos del Periodo 1: Un elemento pertenece al Periodo 1 cuando está situado en la 1ª fila de la Tabla Periódica. • El Periodo 1 indica que el átomo posee electrones en un único nivel de energía. • Los elementos que pertenecen al Periodo 1 son: o Hidrógeno (Z=1): posee características similares a las de los alcalinos, por lo que se lo incluye en ese grupo. o Helio (Z=2): siguiendo los mismos criterios que los demás elementos, iría en la segunda columna, pero cómo se comporta como gas noble al tener su último orbital completo, se lo incluye en la columna de los gases nobles.

2. Período 2

• Un elemento pertenece al Periodo 2 cuando está situado en la 2ª fila de la Tabla Periódica. • El Periodo 2 indica que el átomo posee electrones distribuidos en dos niveles de energía. • Existen 8 elementos pertenecientes al Periodo 2 son: o Litio (Z=3): perteneciente al Grupo IA, es un metal alcalino, blando, que se oxida fácilmente en el agua o en el aire. o Berilio (Z=4): pertenece al Grupo IIA, es un metal alcalinotérreo, ligero y duro, pero a la vez es también quebradizo. o Boro (Z=5): pertenece al Grupo IIIA, es un metaloide, de aspecto negruzco que tiene propiedades de semiconductor. o Carbono (Z=6): pertenece al Grupo IVA, es un no metal de aspecto y propiedades variables según se sus átomos a nivel molecular. o Nitrógeno (Z=7): pertenece al Grupo VA, es un no metal que posee una alta electronegatividad y se encuentra en forma de gas a temperatura ambiente o Oxígeno (Z=8): pertenece al Grupo VIA, es un no metal que se encuentra en forma de gas a temperatura ambiente o Flúor (Z=9): pertenece al Grupo VIIA, es un halógeno, es el elemento más electronegativo y se encuentra en forma de gas a temperatura ambiente o Neón (Z=10): pertenece al Grupo VIIIA, es un gas noble ya que tiene su última capa completa de electrones.

3. Período 3

• Un elemento pertenece al Periodo 3 cuando está situado en la 3ª fila de la Tabla Periódica . • El Periodo 3 indica que el átomo posee electrones distribuidos en tres niveles de energía. • Existen 8 elementos pertenecientes al Periodo 3: o Sodio (Z=11) o Magnesio (Z=12) o Aluminio (Z=13) o Silicio (Z=14) o Fósforo (Z=15) o Azufre (Z=16) o Cloro (Z=17) o Argón (Z=18)

4. Período 4

• Un elemento pertenece al Periodo 4 cuando está situado en la 4ª fila de la Tabla Periódica. • El Periodo 4 indica que el átomo posee electrones distribuidos en cuatro niveles de energía. • Existen 18 elementos pertenecientes al Periodo 4 son: o Potasio (Z=19) o Calcio (Z=20) o Escandio (Z=21) o Titanio (Z=22) o Vanadio Z=23) o Cromo (Z=24) o Manganeso (Z=25) o Hierro (Z=26) o Cobalto (Z=27) o Níquel (Z=28) o Cobre (Z=29) o Cinc (Z=30) o Galio (Z=31) o Germanio (Z=32) o Arsénico (Z=33) o Selenio (Z=34) o Bromo (Z=35) o Kriptón (Z=36)

5. Período 5

• Un elemento pertenece al Periodo 5 cuando está situado en la 5ª fila de la Tabla Periódica. • El Periodo 5 indica que el átomo posee electrones distribuidos en cinco niveles de energía. • Existen 18 elementos pertenecientes al Periodo 5 son: o Rubidio o Estroncio o Itrio o Circonio o Niobio o Molibdeno o Tecnecio o Rutenio o Rodio o Paladio o Plata o Cadmio o Indio o Estaño o Antimonio o Telurio o Lodo o Xenón

6. Período 6

• Elementos del Periodo 6: • Un elemento pertenece al Periodo 6 cuando está situado en la 6ª fila de la Tabla Periódica. • El Periodo 6 indica que el átomo posee electrones distribuidos en seis niveles de energía. • En total, los elementos que conforman el período 6 son los siguientes: o Cesio (Cs) o Bario (Ba) o Hafnio (Hf) o Tantalio (Ta) o Wolframio (W) o Renio (Re) o Osmio (Os) o Iridio (Ir) o Platino (Pt) o Oro (Au) o Mercurio (Hg) o Talio (Tl) o Plomo (Pb) o Bismuto (Bi) o Ástato (At) o Radón (Rn)

• Igualmente, en este período se toman en cuenta los elementos Lantánidos: o Lantano (La) o Cerio (Ce) o Praseodimio (Pr) o Neodimio (Nd) o Prometio (Pm) o Samario (Sm) o Europio (Eu) o Gadolinio (Gd) o Terbio (Tb) o Disprosio (Dy) o Holmio (Ho) o Erbio (Er) o Tulio (Tm) o Iterbio (Yb) o Lutecio (Lu)

7. Período 7

• Un elemento pertenece al Periodo 7 cuando está situado en la 7ª fila de la Tabla Periódica. • El Periodo 7 indica que el átomo posee electrones distribuidos en seis niveles de energía. • Los elementos que conforman este período son los siguientes: o Francio (Fr) o Radio (Ra) o Rutherfordio (Rf) o Dubnio (Db) o Seaborgio (Sg) o Bohrio (Bh) o Hassio (Hs) o Meitnerio (Mt) o Darmstadtio (Ds) o Roentgenio (Rg) o Flerovio (Fl) o Ununpetio (Uup) o Livermorio (Lv) o Ununseptio (Uus) o Ununoctio (Uuo)

• Igualmente, en este período se encuentran los actínidos o Fermio (Fm) o Mendelevio (Md) o Nobelio (No) o Lawrencio (Lr).

Propiedades de los Elementos

La tabla periódica es un esquema en el que representan los elementos químicos de acuerdo a un criterio: el número atómico. Los elementos químicos se ubican en la tabla periódica dispuestos en grupos de periodos. Tanto en los grupos como en los periodos comparten ciertas características fisicoquímicas.

La ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica depende de su número atómico. Se ubican por número atómico creciente y las propiedades que presentan se relacionan con ese número. Entonces, al mirar la ubicación de un elemento en la tabla, ya sea en un grupo (división vertical) o en un periodo (división horizontal), es posible predecir sus propiedades físicas y químicas, así como su comportamiento químico.

Entonces, ¿qué son las propiedades periódicas de los elementos?

Son las características que tienen los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y periodos. Algunas de esas propiedades son: radio atómico, potencial de ionización, electronegatividad, estructura electrónica, afinidad electrónica, valencia iónica, carácter metálico.

• Estructura electrónica: es la distribución de los electrones del átomo en los diferentes niveles y subniveles de energía. Todos los elementos de un periodo tienen sus electrones más externos en el mismo nivel de energía. Los elementos de un grupo comparten la configuración electrónica externa teniendo, por lo tanto, propiedades químicas semejantes.

• Electronegatividad: es la tendencia que tiene un elemento de atraer los electrones de enlace de otros elementos. En la labia periódica, la electronegatividad aumenta en los periodos de izquierda a derecha y los grupos, de abajo hacia arriba.

• Radio atómico: los electrones se ubican en diferentes niveles alrededor del núcleo y el radio atómico es la distancia, más probable, que existe entre los electrones de la última capa y el núcleo. La expresión probable se debe a que los electrones no describen orbitas cerradas. Disminuye a lo largo del periodo y aumenta de arriba hacia abajo dentro de un grupo de la labia.

• Potencial de ionización: es la energía necesaria para guitar un electrón a un átomo neutro, convirtiéndolo en un catión. Depende de la energía con la que el elemento en cuestión atraiga a sus electrones. En un grupo, el valor disminuye de arriba hacia abajo. En un periodo, aumenta desde la izquierda hacia la derecha.

Propiedades Periódicas

La utilidad de la Tabla Periódica reside en que la ordenación de los elementos químicos permite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos. Por ejemplo, todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (estos electrones son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas). Existen, por tanto, muchas propiedades de los elementos que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en la tabla periódica, como son: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

1.1- Radio Atómico (RA)

En un grupo: el radio atómico aumenta al descender, pues hay más capas de electrones.

En un período: el radio atómico aumenta hacia la izquierda pues hay las mismas capas, pero menos protones para atraer a los electrones. Es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). El radio atómico dependerá del tipo de unión que presenten los átomos. La medida de los radios atómicos se expresa en angstrom (Å); así, 1 Å = 10–10 m. Pero en las unidades SI, se da en nanómetros (1 nm = 10–9 m) o en picómetros (1 pm = 10–12 m). Por ejemplo, un átomo de sodio tiene un radio de 1,86 Å; o de 0,186 nm, o de 186 pm.

1.2- Energía de Ionización (EI)

Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso. Como resultado, se origina un ion gaseoso con una carga positiva (catión). Una manera de expresar esta información es la siguiente:

X(g) + energía → X+ (g) + 1e–

Si el electrón está débilmente unido, la energía de ionización es baja; si el electrón está fuertemente unido, la energía de ionización es alta.

En un grupo: La energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico, ya que los electrones externos están cada vez más alejados del núcleo y por lo tanto cada vez menos atraídos por el núcleo (será más fácil extraerlos).

En un período: La energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico, ya que para un mismo periodo los electrones se colocan en la misma capa de valencia y al ir aumentando la carga positiva del núcleo, la atracción de ésta sobre los electrones será cada vez mayor.

ENLACES QUÍMICOS Y ENLACE COVALENTE

Conocemos como enlaces químicos a la fusión de átomos y moléculas para formar compuestos químicos más grandes y complejos dotados de estabilidad. En este proceso los átomos o moléculas alteran sus propiedades físicas y químicas, constituyendo nuevas sustancias homogéneas (no mezclas), inseparables a través de mecanismos físicos como el filtrado o el tamizado. Es un hecho que los átomos que forman la materia tienden a unirse y alcanzar condiciones más estables que en solitario, a través de diversos métodos que equilibran o comparten sus cargas eléctricas naturales. Se sabe que los protones en el núcleo de todo átomo poseen carga positiva (+) y los electrones alrededor poseen carga negativa (-), mientras que los neutrones, también en el núcleo, no tienen carga, pero aportan masa (y, por lo tanto, gravedad).

Los enlaces químicos ocurren en la naturaleza y forman parte tanto de sustancias inorgánicas como de formas de vida, ya que sin ellos no podrían construirse las proteínas y aminoácidos complejos que conforman nuestros cuerpos. De manera semejante, los enlaces químicos pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones, como al ser sometidos a cantidades de calor, a la acción de la electricidad, o a la de sustancias que rompan la unión existente y propicien otras nuevas junturas.

Así, por ejemplo, es posible someter al agua a electricidad para separar las uniones químicas entre el hidrógeno y el oxígeno que la conforman, en un proceso denominado electrólisis; o añadir grandes cantidades de energía calórica a una proteína para romper sus enlaces y desnaturalizarla, es decir, romperla en trozos más pequeños.

Tipos de Enlace Químico

Existen tres tipos de enlace químico conocidos, dependiendo de la naturaleza de los átomos involucrados, así: 1. Enlace Covalente: Ocurre cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones de su última órbita (la más externa), y así consiguen una forma eléctrica más estable. Es el tipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres tipos: simple (A-A), doble (A=A) y triple (A≡A), dependiendo de la cantidad de electrones compartidos. 2. Enlace Iónico: Se debe a interacciones electrostáticas entre los iones, que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Tiene lugar con más facilidad entre átomos metálicos y no metálicos, y consiste en una transferencia permanente de electrones desde el átomo metálico hacia el átomo no metálico, produciendo una molécula cargada eléctricamente en algún sentido, ya sea cationes (+1) o aniones (-1). 3. Enlace Metálico: Se da únicamente entre átomos metálicos de un mismo elemento, que por lo general constituyen estructuras sólidas, sumamente compactas. Es un enlace fuerte, que junta los núcleos atómicos entre sí, rodeados de sus electrones como en una nube, y cuesta mucho esfuerzo separarlos.

Ejemplos de enlace químico

Algunos ejemplos de enlace covalente están presentes en los siguientes compuestos: • Benceno (C6H6) • Metano (CH4) • Glucosa (C6H12O6) • Amoníaco (NH3) • Freón (CFC) • En todas las formas del carbono (C): carbón, diamantes, grafeno, etc.

En cambio, ejemplos de compuestos con enlaces iónicos son: • Óxido de magnesio (MgO) • Sulfato de cobre (CuSO4) • Ioduro de potasio (KI) • Cloruro de manganeso (MnCl2) • Carbonato de calcio (CaCO3) • Sulfuro de hierro (Fe2S3)

Y, finalmente, ejemplos de elementos con enlaces metálicos: • Barras de hierro (Fe) • Yacimientos de cobre (Cu) • Barras de oro puro (Au) • Barras de plata pura (Ag)

Enlace Covalente

Se llama enlace covalente a un tipo de enlace químico, que ocurre cuando dos átomos se enlazan para formar una molécula, compartiendo electrones pertenecientes de su capa más superficial, alcanzando gracias a ello el conocido “octeto estable” (conforme a la “regla del octeto” propuesto por Gilbert Newton Lewis sobre la estabilidad eléctrica de los átomos). Los átomos así enlazados comparten un par (o más) de electrones, cuya órbita varía y se denomina orbital molecular.

Los enlaces covalentes son distintos de los enlaces iónicos, en los que ocurre una transferencia de electrones y que se dan entre elementos metálicos. Estos últimos, además, forman moléculas cargadas eléctricamente, llamadas iones: cationes si tienen carga positiva, aniones si tienen carga negativa.

En cambio, ciertos enlaces covalentes (entre átomos diferentes) se caracterizan por una concentración de electronegatividad en uno de los dos átomos juntados, dado que no atraen con la misma intensidad a la nube de electrones a su alrededor. Esto da como resultado un dipolo eléctrico, es decir, una molécula con carga positiva y negativa en sus extremos, como una pila ordinaria: un polo positivo y otro negativo. Gracias a ello las moléculas covalentes se juntan con otras semejantes y forman estructuras más complejas.

Tipos de Enlace Covalente

Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de la cantidad de electrones compartidos por los átomos enlazados: 1. Simple: Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa (un electrón cada uno). Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro). 2. Doble: Los átomos enlazados aportan dos electrones cada uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-CarbonoOxígeno). 3. Triple: En este caso los átomos enlazados aportan tres pares de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno). 4. Dativo: Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno.

Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad, se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares): 1. Enlaces Covalentes Polares: Se enlazan átomos de distintos elementos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5. Así se forman dipolos electromagnéticos. 2. Enlaces Covalentes No Polares: Se enlazan átomos de un mismo elemento o de idénticas polaridades, con una diferencia de electronegatividad muy pequeña (menor a 0,4). La nube electrónica, así, es atraída con igual intensidad por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

Ejemplos sencillos de enlace covalente son los que se dan en las siguientes moléculas: • Oxígeno puro (O2). O=O (un enlace doble) • Hidrógeno puro (H2). H-H (un enlace simple)

• Dióxido de carbono (CO2). O=C=O (dos enlaces dobles) • Agua (H2O). H-O-H (dos enlaces simples) • Ácido clorhídrico (HCl). H-Cl (un enlace simple) • Nitrógeno puro (N2). N≡N (un enlace triple) • Ácido cianhídrico (HCN). H-C≡N (un enlace simple y uno triple)

LENGUAJE QUÍMICO

Los químicos utilizan un lenguaje estándar para representar los cambios que ocurren en una reacción de modo que haya un mejor entendimiento de lo que sucede en las transformaciones de algunas sustancias.

Por ejemplo, la ecuación de disolución del hidróxido de sodio (NaOH) es:

Donde las letras dentro de los paréntesis de cada una de las sustancias, en termoquímica, indican lo siguiente:

La reacción necesitará calor para efectuarse y por lo tanto la reacción deberá escribirse en forma contraria, como se ilustra a continuación:

El signo del calor como identificador de las reacciones termoquímicas

El uso del lenguaje químico es importante para determinar si una reacción es exotérmica o endotérmica.

El calor es energía en transferencia a través de las paredes de un sistema. Este cambio de energía se representa como:

Donde E = Energía Ejemplo: La ecuación para la formación del hielo se puede escribir:

En la evaporación del agua se escribirá:

Para saber si una ecuación termoquímica es endotérmica o exotérmica basta fijarte en el signo del calor (ΔE) de tal forma que:

NOMENCLATURA INORGÁNICA

La nomenclatura química es un sistema de símbolos y nombres, tanto para los elementos químicos como para los compuestos que resultan de las combinaciones químicas. El lenguaje de la química es universal, de tal manera que, para el químico, el nombre de una sustancia, no solo la identifica, sino que revela su fórmula y composición. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) se reúne periódicamente con el fin de fijar las normas que se deben seguir para unificar el lenguaje y las técnicas de publicación.

1. Compuestos binarios: Son aquellos compuestos que están formados por dos elementos. En este grupo se distinguen los óxidos, los hidruros, los hidrácidos y las sales binarias.

2. Óxidos: Los óxidos son compuestos binarios formados por un elemento y oxígeno. Los óxidos se dividen en dos grupos, de acuerdo con el carácter del elemento que se une con el oxígeno. Si el elemento es metálico, el óxido es básico o simplemente óxido. Cuando el elemento que está unido a oxígeno es no metálico, el compuesto formado es un óxido ácido o anhídrido. Cuando el elemento presenta más de un estado de oxidación, esta se indica con número romano entre paréntesis.

Las fórmulas se escriben anotando primero el símbolo del elemento seguido por el oxígeno, su fórmula general es ExOy.

Elemento Estado de Oxidación Fórmula Nombre K Na Cu Cu

+ 1 + 1 + 1 + 2 K20 Na2O Cu2O CuO Oxido de potasio Oxido de Sodio Oxido de Cobre (I) Oxido de Cobre (II)

Cl Cl N

+ 1 + 7 + 5 Cl2O Cl2O7 N2O5 Oxido de Cloro (I) Oxido de Cloro (VII) Óxido de Nitrógeno (V) Cuando el elemento posee más de un estado de oxidación se puede usar la terminación oso y la terminación ico para el mayor. Cu2O óxido cuproso, óxido de cobre (I) CuO óxido cúprico, óxido de cobre (II).

Si el elemento forma óxidos con cuatro estados de oxidación, el de menor estado de oxidación se nombra con el prefijo hipo y el sufijo oso, el con segundo estado de oxidación con el sufijo oso, el siguiente con sufijo ico y el con el mayor EO con el prefijo per y el sufijo ico.

Ejemplo:

Cl2O Cl2O3 } oso <="" td="">Oxido hipocloroso Oxido cloroso

Cl2O5 <="" td="">Oxido clórico

} ico Cl2O7 Oxido perclórico 3. Hidruros: Son compuestos binarios formados por un metal "M" y el hidrógeno. Se anota primero el metal y después el hidrógeno. Su fórmula general es MHx, donde x = EO.

4. Ácidos Ternarios u Oxiácidos: Están formados por hidrógeno, no metal y oxígeno. Se obtienen al reaccionar un óxido ácido con agua, Su fórmula general es HnXOm.

N2O3 + H20 Óxido nitroso CO2 + H20 Oxido carbónico Acido carbónico

Si el no metal tiene varios EO existen varios ácidos, uno para cada EO. En este caso, para nombrar el ácido se usan los sufijos oso, ico y los prefijos hipo y per, según proceda. Cuando el no metal tiene solo un EO se usa la terminación ico.

En algunos casos (P, As, Sb, B), el óxido puede reaccionar con 1, 2 o 3 moléculas de agua, obteniéndose en cada caso ácidos diferentes. Se nombran anteponiendo los prefijos: metal (1 H2O), piro (2H2O) y horto (3 H2O). H2N2O4 = HNO2 Acido nitroso H2CO3

P2O3 + H2O P2O3 + 2H2O P2O3 + 3H2O H2P2O4 ===> HPO2 Ac. meta fosforoso

H4P2O5

Ac. piro fosforoso H6P2O6 ===> H3PO3 Ac. Horto fosforoso

SISTEMA DE NOMENCLATURA

En química, se conoce como nomenclatura (o nomenclatura química) al conjunto de normas que determinan la manera de nombrar o llamar a los diversos materiales químicos conocidos por el ser humano, dependiendo de los elementos que los componen y de la proporción de los mismos. Al igual que en las ciencias biológicas, existe en el mundo de la química una autoridad encargada de regular y ordenar una nomenclatura para hacerla universal. La importancia de la nomenclatura química radica en la posibilidad de nombrar, organizar y clasificar los diversos tipos de compuestos químicos, de manera tal que solamente con su término identificativo se pueda tener una idea de qué tipo de elementos lo componen y, por lo tanto, qué tipo de reacciones pueden esperarse del compuesto. Existen tres sistemas de nomenclatura química:

1. Sistema estequiométrico o sistemático (IUPAC) Que nombra los compuestos en base al número de átomos de cada elemento que forman su molécula básica. Por ejemplo: el compuesto Ni2O3 se llama Trióxido de diníquel.

2. Sistema funcional, clásico o tradicional Que emplea diversos sufijos y prefijos (como “-oso” o “-ito”) según la valencia de los elementos del compuesto. Por ejemplo: el compuesto Ni2O3 se llama Óxido niquelito.

3. Sistema STOCK En el que el nombre del compuesto incluye en números romanos (y a veces como subíndice) la valencia de los átomos presentes en la molécula básica del compuesto. Por ejemplo: el compuesto Ni2O3 se llama Óxido de níquel (III).

Por otro lado, la nomenclatura química varía dependiendo de si se trata de compuestos orgánicos o inorgánicos.

Nomenclatura en Química Orgánica

• Hidrocarburos Compuestos mayormente por átomos de carbono e hidrógeno, con añadidos de diversa naturaleza, pueden clasificarse en dos tipos de grupos funcionales: alifáticos, entre los que están los alcanos, alquenos, alquinos y cicloalcanos; y aromáticos, entre los que están los monocíclicos o mononucleares, y los policíclicos o polinucleares (dependiendo de la cantidad de anillos de benceno que presenten).

• Hidrocarburos Aromáticos Conocidos como árenos, se trata del benceno (C6H6) y sus derivados, y pueden ser monocíclicos (poseen un solo núcleo bencénico) o policíclicos (poseen varios).

• Monocíclicos Se nombran a partir de derivaciones del nombre del benceno, enumerando sus sustituyentes con prefijos numeradores. Aunque generalmente conservan su nombre vulgar. Por ejemplo: Metilbenceno (Tolueno), 1,3-dimetilbenceno (o-xileno), hidroxibenceno (Fenol), etc.

• Policíclicos En su mayoría se nombran mediante su nombre vulgar, dado que son compuestos muy específicos. Pero también se puede usar para ellos el sufijo -eno, cuando tienen el mayor número posible de enlaces dobles no acumulados. Por ejemplo: Naftaleno, Antraceno.

• Alcoholes Los alcoholes se definen por la fórmula general R-OH, se asemejan en estructura al agua, pero reemplazando un átomo de hidrógeno por un grupo alquilo. Su grupo funcional es el hidroxilo (-OH) y se nombran empleando el sufijo -ol en lugar de la terminación -o del correspondiente hidrocarburo. En caso de haber varios grupos hidroxilo, se nombran mediante prefijos numeradores. Por ejemplo: Etanol, 2-propanol, 2-propen1-ol, etc.

• Fenoles Los fenoles son idénticos a los alcoholes, pero con un anillo aromático unido al grupo hidroxilo, siguiendo la fórmula Ar-OH. Se emplea en ellos el sufijo -ol también, unido al del hidrocarburo aromático. Por ejemplo: onitrofenol, p-bromofenol, etc.

• Éteres Los éteres se rigen por la fórmula general R-O-R’, donde los radicales de los extremos pueden ser grupos idénticos o diferentes, del grupo alquilo o arilo. Los éteres se nombran con el término de cada grupo alquilo o arilo en orden alfabético, seguidos de la palabra “éter”. Por ejemplo: etil metil éter, dietil éter, etc.

• Aminas Derivadas del amoníaco por sustitución de algunos de sus hidrógenos por grupos radicales alquilos o arilos, obteniendo aminas alifáticas y aminas aromáticas respectivamente. En ambos casos se nombran usando el sufijo amina o se conserva el nombre vulgar. Por ejemplo: metilamina, isopropilamina, etc.

• Ácidos Carboxílicos Formados por átomos de hidrógeno, carbono y oxígeno, se nombran considerando la cadena principal de mayores átomos de carbono que contenga el grupo ácido, y enumerando a partir del grupo carboxílico (=C=O). Entonces se emplea como prefijo el nombre del hidrocarburo con igual número de carbonos y la terminación -ico u -oico, por ejemplo: ácido metanoico o ácido fórmico, ácido etanoico o ácido acético.

• Ésteres No se deben confundir con los éteres, pues se trata de ácidos cuyo hidrógeno es sustituido por un radical aquilo o arilo. Se nombran cambiando el sufijo -ico del ácido por -ato, seguido del nombre del radical que sustituye al hidrógeno, sin la palabra “ácido”. Por ejemplo: Etanoato de metilo o acetato de metilo, benzoato de etilo.

• Amidas No deben confundirse con las aminas, pues se producen al sustituir el grupo -OH por el grupo –NH2. Las amidas primarias se nombran sustituyendo la terminación -ico del ácido por -amida, por ejemplo: metanamida o formamida, benzamida. Las secundarias o terciarias requieren además nombrarse como derivados N- o N. Por ejemplo: N-metilacetamida, N-fenil-N-metil-propanamida.

• Haluros de Ácido Derivados de un ácido carboxílico en el que se sustituye el grupo -OH por un átomo de un elemento halógeno. Se nombran sustituyendo el sufijo -ico por -ilo y la palabra “ácido” por el nombre del haluro. Por ejemplo: cloruro de acetilo, cloruro de benzoilo.

Otros derivados de ácido carboxílicos, que pueden ser o no simétricos. Si lo son, se nombran sustituyendo apenas la palabra ácido por “anhídrido”. Por ejemplo: anhídrido acético (del ácido acético). Si no lo son, se combinan ambos ácidos y se anteceden de la palabra “anhídrido”. Por ejemplo: Anhídrido de ácidos acético y 2-hidroxi propanoico.

• Nitrilos Se forman por hidrógeno, nitrógeno y carbono, uniendo estos últimos dos un enlace triple. En este caso se reemplaza la terminación -ico por -nitrilo del ácido correspondiente. Por ejemplo: metanonitrilo, propanonitrilo.

FUNCIÓN HIDRURO Y ACIDO Función Hidruros

Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y cualquier otro elemento menos electronegativo que el hidrógeno. Los hidruros son una excepción, en el cual el hidrógeno actúa con número de oxidación 1.

Responden a la formula EHx, donde E es el símbolo del elemento que se combina con hidrógeno (H) y x es el número de oxidación con el que actúa dicho elemento. Algunos ejemplos de hidruros son: NaH, CaH2, NH3 y SiH4.

Los hidruros se nombran como hidruros de…, indicando a continuación el nombre del elemento que acompaña al hidrógeno. De este modo, NaH es el hidruro de sodio y CaH2 es el hidruro de calcio

Función del Ácido

Según Arrhenius, ácido es toda sustancia que libera un ion H+ en agua. La teoría actual de BrønstedLowry define como ácido una sustancia capaz de recibir un par de electrones. Además, la teoría de Arrhenius también fue actualizada: Ácido es toda sustancia que libera un ion H3O+

Clasificación de los Ácidos

De acuerdo con la presencia de oxígeno: • Hidrácidos: no poseen oxígeno en la fórmula. Ejemplos: HI, HCl, HF. • Oxiácidos: poseen oxígeno en la fórmula. Ejemplos: H2CO3, H2SO3, H2SO4, HNO2.

De acuerdo con el grado de disociación iónica • Hidrácidos: o Fuertes: HCl < HBr < HI o Medios: HF (puede ser considerado débil) o Débiles: los demás

• Oxiácidos: o Fuertes: si x > 1 (H2SO4) o Medios: si x = 1 (HClO2) o Débiles: si x < 1 (HClO) x = número de oxígeno - número de hidrógeno

Función Sal

Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa) mediante un enlace iónico. Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido,1 donde la base proporciona el anión, y el ácido el catión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.

Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula molecular es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.

En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad.

Función Hidróxido

Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos. Arrhenius dijo que un hidróxido o base es aquella sustancia que va a liberar iones Hidroxilo. Bronsted-Lowry dijo que un hidróxido o base es aquella sustancia que va a aceptar o recibir protones. El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal. Se denomina también hidróxido el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de las bases y de los alcoholes y fenoles.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido con la base de un hidruro del radical hidróxido; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni (OH)2 es el hidróxido de níquel (ii) y el Ca (OH)2 es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química). Las disoluciones acuosas de los hidróxidos tienen carácter básico, ya que éstos se disocian en el catión metálico y los iones hidróxido. Esto es así porque el enlace entre el metal y el grupo hidróxido es de tipo iónico, mientras que el enlace entre el oxígeno y el hidrógeno es covalente. Por ejemplo: NaOH(aq) → Na+(aq) + OHLos hidróxidos resultan de la combinación de un óxido con el agua. Los hidróxidos también se conocen con el nombre de bases. Estos compuestos son sustancias que en solución producen iones hidroxilo. En la clasificación mineralógica de Strunz se les suele englobar dentro del grupo de los óxidos, aunque hay bibliografías que los tratan como un grupo aparte.

Los hidróxidos se clasifican en: básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el Zn (OH)2 es un hidróxido anfótero ya que:

Con ácidos:

Zn (OH)2 + 2H+ → Zn+2 + 2H2O

Con bases:

Zn (OH)2 + 2OH− → [Zn (OH)4]−2

Sal Oxisal

Una sal ox(o)ácida, oxosal u oxisal es el producto de sustituir alguno, o todos, los hidrógenos de un oxácido por cationes metálicos, por ejemplo, K+, o no metálicos, por ejemplo, NH4+. Cuando se sustituyen todos los hidrógenos se forma una oxisal neutra y cuando solo se sustituye una parte una sal ácida.

Características de las oxisales

o Las sales son compuestos que forman agua oxigenada. o La mayoría de las sales son solubles en agua. o La mayoría de los carbonatos metales alcalinos son poco solubles en agua. o Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. o Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad.

Formación

Es el resultado de la combinación de un hidróxido con un ácido oxácido, aunque también se pueden formar de una manera más simple por la combinación de un metal y un radical.

La forma más simple de formar una oxosal es generando el oxoanión a partir del oxoácido correspondiente, de la siguiente forma:

El anión resulta por eliminación de los hidrógenos existentes en la fórmula del ácido. Se asigna una carga eléctrica negativa igual al número de hidrógenos retirados, y que, además, será la valencia con que el anión actuará en sus combinaciones. Los aniones se nombran utilizando las reglas análogas que las sales que originan.

Sales Cuaternarias

Sustancias inorgánicas formadas, como su nombre lo indica por cuatro elementos diferentes. Por lo general son derivadas de sales oxigenadas, parcialmente hidrogenadas.

COMPOSICIÓN QUÍMICA

Son aquellos compuestos que además del catión y del anión, llevan iones óxidos o iones hidroxilo. Se nombran de manera similar a otros tipos de sales, cuidando de intercalar la palabra óxido, según corresponda, precedida del prefijo numérico cuando sea necesario. Si partes del ácido sulfúrico (H2SO4) y sólo sustituyes uno de los hidrógenos por un catión metálico, obtienes una sal cuaternaria: KHSO4 o NaHSO4 Lo mismo puedes plantear si partes de cualquier ácido oxigenado que tenga varios hidrógenos (polipósicos) como el H3PO4 (de aquí salen dos sales distintas) el H2SeO4.

Fórmula

Co (OH)NO3 Hidroxi nitrato de Cobalto () Hidróxido Nitrato de Cobalto. Bi (OH)2NO3 Nitrato Dihidróxido de Bismuto () Dihidroxi nitrato de Bismuto. VOSO4 Sulfato Óxido de Vanadio (IV)u Oxi Sulfato de Vanadio (IV) Pt (OH)NO3 Nitrato Hidróxido de Platino (II)Hidroxi nitrato de Platino (II)

Nomenclatura

Sales Cuaternarias: Estas sales se forman por cuatro elementos un metal, un no metal un ion hidroxilo y oxígeno.

Oxisales de Amonio

Formados por un radical amonio NH4+, un no metal y oxígeno. Se nombran igual a las oxisales cambiando la terminación por “…de amonio “. Por ejemplo. (NH4)2SO4: sulfato (VI) de diamonio o sulfato de amonio NH4NO2: nitrato (V) de amonio o nitrito de amonio (NH4 )4Sb2O7: piro antimoniato de estramonio

Sales ácidas

Resultan del reemplazo parcial de los hidrógeno de un oxoácido por átomos metálicos. Se forman con ácidos que presentan dos o más hidrógenos en su molécula. Por ejemplo: NaHCO3 : hidrógeno carbonato de sodio, Bicarbonato de sodio o carbonato ácido de sodio K2HPO4: hidrógeno fosfato (V) de potasio Ca (HSO3)2: hidrógeno sulfato (IV) de calcio o Sulfito ácido de calcio.

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química, también llamada cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida. Las reacciones químicas ocurren porque las moléculas se están moviendo y cuando se golpean con violencia suficiente una contra otras, los enlaces se rompen y los átomos se intercambian para formar nuevas moléculas. También una molécula que está vibrando con violencia suficiente puede romperse en moléculas más pequeñas. A la representación simbólica de cada una de las reacciones se le denomina ecuación química.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa.

FENÓMENO QUÍMICO

Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición química al combinarse entre sí. Las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de valencia de las sustancias intervinientes. Dicha interacción es el enlace químico. En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su estructura química, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles, en su mayoría.

La sustancia sufre modificaciones irreversibles. Por ejemplo, al quemarse, un papel no puede volver a su estado original. Las cenizas resultantes formaron parte del papel original, y sufrieron una alteración química.

LOS CAMBIOS EN LA MATERIA

La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante, todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.

Cambios Físicos

En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las sustancia o sustancias que intervienen. Ejemplos de este tipo de cambios son: • Cambios de estado. • Mezclas. • Disoluciones. • Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.

Cambios Químicos

En este caso, los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias: desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No es posible volver atrás por un procedimiento físico (como calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.) Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos. En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

Método de Óxido-Reducción

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente como reacción rédox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte: • El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. • El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par rédox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par rédox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización.

Principio de Electro Neutralidad

El principio de electroneutralidad de Pauling corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos; este principio supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir, -1, 0, +1). Dentro de una reacción global rédox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.

Semirreacción de reducción: Semirreacción de oxidación:

O más comúnmente, también llamada ecuación general:

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica mediante el potencial de reducción, también llamado potencial rédox. Una titulación rédox es aquella en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción rédox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

LAS REACCIONES QUÍMICAS EN NUESTRO ENTORNO

Las reacciones químicas son aquellas que ocurren cuando dos sustancias las cuales reciben por nombre reactivos, a consecuencia de un factor energético se transforman en otras sustancias, las cuales son denominadas producto. Los reactivos pueden ser elementos o compuestos químicos o una combinación de ellos.

En la vida cotidiana, las reacciones químicas nos acompañan en la mayoría de las actividades que realizamos, de hecho, nuestro cuerpo está considerado como un laboratorio el cual tiene una actividad constante, ya que se requiere que ocurran un sinfín de reacciones químicas para que el mismo funcione con normalidad.

• Reacciones químicas en los procesos vitales Los procesos vitales, son una serie de acciones las cuales son llevadas a cabo por los organismos vivos. A continuación, vamos a describir las reacciones químicas que se producen en algunos de los procesos vitales.

Fotosíntesis: es una reacción que se produce en las plantas verdes, la cual requiere de la presencia de la luz solar, en ella se transforma en glucosa el dióxido de carbono CO2 que la planta toma del ambiente y el agua que obtiene del suelo. Su reacción química está representada por la fórmula siguiente:

Respiración Celular: este importante proceso tiene lugar en el interior de las células de todos los organismos vivos, puede ser aerobia o anaerobia, y es el procesamiento de los nutrientes que se obtienen a través de los alimentos mediante una reacción exoenergética, la cual hace transferencia de energía al medio exterior.

C6H12O6 + 6O2 —– 6CO2 + 6 H2O

Combustión: esta reacción química se produce entre un material oxidable y el oxígeno, en ella se desprende energía y su manifestación es mediante la llama o incandescencia.

Fermentación: en esta reacción química interviene algunos microorganismos vivos, un ejemplo de ellos son las levaduras, y ocurre en ausencia del aire.

• Reacciones químicas en la cocina Cuando cocinamos, sin darnos cuenta estamos a menudo en presencia de algunas reacciones químicas, las cuales nos ayudan a que los alimentos queden muy apetitosos. Algunas de ellas las describimos a continuación:

Caramelización: en esta reacción química se produce la oxidación del azúcar, y en ella son liberados químicos volátiles por efecto del calor. Es muy utilizada para la elaboración de algunos postres como el quesillo y algunas tortas.

Emulsión: cuando mezclamos dos líquidos estamos en presencia de una emulsión, en esta mezcla uno de los líquidos es parcialmente miscible y se dispersa en forma de glóbulos. Un ejemplo es la mayonesa.

Reacción de Maillar: ocurre en presencia de azúcares y proteínas y en ella son liberados pigmentos marrones, puede darse a temperatura ambiente o mediante la aplicación de calor. Un ejemplo es la carne asada.

Desnaturalización de las proteínas: con esta reacción se genera un cambio en la estructura de la proteína, al calentarse o combinarse con alcohol o cetona. Los huevos cocidos son un buen ejemplo de esta reacción.

ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometría es el cálculo para una ecuación química balanceada que determinará las proporciones entre reactivos y productos en una reacción química.

El balance en la ecuación química obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que estipula que:

“la masa de los reactivos = la masa de los productos”

En este sentido, la ecuación debe tener igual peso en ambos lados de la ecuación.

Cálculos Estequiométricos

Los cálculos estequiométricos es la manera en que se balancea una ecuación química. Existen 2 maneras: el método por tanteo y el método algebraico.

• Cálculo estequiométrico por tanteo El método por tanteo para calcular la estequiometría de una ecuación se deben seguir los siguientes pasos:

1. Contar la cantidad de átomos de cada elemento químico en la posición de los reactivos (izquierda de la ecuación) y comparar esas cantidades en los elementos posicionados como productos (derecha de la ecuación). 2. Balancear los elementos metálicos. 3. Balancear los elementos no metálicos.

Por ejemplo, el cálculo estequiométrico con el método por tanteo en la siguiente ecuación química: CH4 + 2O2 → CO + 2H2O

El carbono está equilibrado porque existe 1 molécula de cada lado de la ecuación. El hidrógeno también presenta las mismas cantidades de cada lado. El oxígeno en cambio, suman 4 del lado izquierdo (reactantes o reactivos) y solo 2, por lo tanto, por tanteo se agrega un subíndice 2 para transformar el CO en CO2.

De esta forma, la ecuación química balanceada en este ejercicio resulta: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. Los números que anteceden el compuesto, en este caso el 2 de O2 y el 2 para H2O se denominan coeficientes estequiométricos.

• Cálculo estequiométrico por método algebraico Para el cálculo estequiométrico por método algebraico se debe encontrar los coeficientes estequiométricos. Para ello se siguen los pasos: 1. Asignar incógnita 2. Multiplicar la incógnita por la cantidad de átomos de cada elemento 3. Asignar un valor (se aconseja 1 o 2) para despejar el resto de las incógnitas 4. Simplificar

Relaciones Estequiométricas

Las relaciones estequiométricas indican las proporciones relativas de las sustancias químicas que sirven para calcular una ecuación química balanceada entre los reactivos y sus productos de una solución química.

Las soluciones químicas presentan concentraciones diferentes entre soluto y solvente. El cálculo de las cantidades obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos que afectan los procesos químicos.

Estequiometría y conversión de unidades

La estequiometría usa como factor de conversión desde el mundo microscópico por unidades de moléculas y átomos, por ejemplo, N2 que indica 2 moléculas de N2 y 2 átomos de Nitrógeno hacia el mundo macroscópico por la relación molar entre las cantidades de reactivos y productos expresado en moles. En este sentido, la molécula de N2 a nivel microscópico tiene una relación molar que se expresa como 6.022 * 1023 (un mol) de moléculas de N2.

Rendimiento de reacción Química

Si regresamos a la analogía de la producción de "panes con jamón", ahí veíamos que la fabricación de panes con jamón seguía la "ecuación" siguiente: 1 JAMÓN + 2 REBANADAS DE PAN → 1 “PAN CON JAMÓN”

Si le entregan a uno de los cocineros 18 jamones y 36 rodajas de pan, él puede preparar los panes con jamón, pero supongamos que se le caen 2 al piso y tiene que botarlos a la basura. Calcula el rendimiento de producción de panes con jamón que tuvo el cocinero. Él debía conseguir una producción de 18 panes de jamón, "rendimiento teórico", pero en realidad solo puede entregar 16 panes de jamón, "rendimiento real".

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se “esperaría” obtener si todo funciona bien. Sin embargo, frecuentemente hay reacciones secundarias (formación de otros productos), o no todos los reactivos reaccionan como se esperaría. Esto ocasiona que no se alcance el rendimiento teórico sino una menor cantidad de producto: rendimiento real.

La relación entre lo que realmente (experimentalmente) se obtuvo de producto (rendimiento real) y el rendimiento teórico (lo que se esperaba obtener) es el rendimiento de la reacción. Ten en cuenta que el rendimiento se puede calcular en peso (gramos) o moles, teniendo cuidado que ambos rendimientos (real y teórico) estén en las mismas unidades.

GASES

Con el término gas nos referimos a uno de los tres principales estados de agregación de la materia (junto a los líquidos y los sólidos). Se caracteriza por la dispersión, fluidez y poca atracción entre sus partículas constitutivas.

Los gases son la forma más volátil de la materia en la naturaleza y son sumamente comunes en la vida cotidiana.

Cuando una sustancia se encuentra en estado gaseoso solemos llamarla gas o vapor y sabemos que sus propiedades físicas han cambiado. Sin embargo, no cambian las propiedades químicas: la sustancia sigue estando compuesta por los mismos átomos.

Para que cambien las propiedades químicas es necesario que se trate de una mezcla, ya que forzar a uno de sus ingredientes a volverse un gas es una forma útil de separarlo de los otros.

Los gases se encuentran en todas partes: desde la masa heterogénea de gases que llamamos atmósfera y que respiramos como aire, hasta los gases que se generan dentro del intestino, producto de la digestión y descomposición, hasta los gases inflamables con que alimentamos nuestras cocinas y hornos.

Leyes de los gases

El comportamiento de los gases es descripto por la Ley de los gases ideales, que a su vez puede comprenderse como la unión de otras leyes: • Ley de Boyle: “El volumen de un gas varía de forma inversamente proporcional a la presión si la temperatura permanece constante.” Se expresa según la fórmula: P1xV1 = P2xV2. • Ley de Gay-Lussac: Explica que la presión de una masa de gas cuyo volumen se mantiene constante es directamente proporcional a la temperatura que posea. Esto se formula de la siguiente manera: P1/T1 = P2/T2.

• Ley de Charles: Expresa la relación constante entre la temperatura y el volumen de un gas, cuando la presión es constante. Su fórmula es: V1 / T1 = V2 /T2.

• Ley de Avogadro: “En iguales condiciones de presión y temperatura, las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus números atómicos”.

Tipos de Gases

Los gases pueden clasificarse según su naturaleza química en: • Combustibles o inflamables: Aquellos que pueden arder, esto es, generar reacciones explosivas o exotérmicas en presencia del oxígeno u otros oxidantes.

• Corrosivos: Aquellos que al entrar en contacto con otras sustancias las someten a procesos de reducción u oxidación intensos, generando daños en su superficie o heridas en caso de ser materia orgánica.

• Comburentes: Aquellos que permiten mantener viva una llama o una reacción inflamable, ya que inducen la combustión en otras sustancias.

• Tóxicos: Aquellos que representan un peligro para la salud por las reacciones que introducen en el cuerpo de los seres vivos, como los gases radiactivos.

• Inertes o nobles: Aquellos que presentan poca o nula reactividad, excepto en situaciones y condiciones determinadas.

• Ideales: No son realmente gases sino un concepto ideal y de trabajo respecto a cómo tendrían que comportarse los gases. Una abstracción.

Propiedades de los Gases

Los gases presentan las siguientes propiedades: • Intangibles, incoloros, insaboros: La mayoría de los gases son transparentes, imposibles de tocar, y además carecen de color y sabor. Esto último varía enormemente, sin embargo, y muchos gases poseen un olor característico e incluso un color típico observable. • Carecen de volumen propio: Por el contrario, ocupan el volumen del contenedor en el que se encuentren. • No poseen forma propia: También asumen la de su contenedor. • Pueden dilatarse y contraerse: Tal y como los sólidos y líquidos, en presencia de calor o de frío. • Son fluidos: Mucho más que los líquidos, los gases carecen prácticamente de fuerzas de unión entre sus partículas, pudiendo perder su forma y desplazarse de un recipiente a otro ocupando todo el espacio disponible. • Tienen alta difusión: Los gases pueden mezclarse fácilmente entre sí debido al espacio entre partículas que poseen. • Son solubles: Así como los sólidos, los gases pueden disolverse en agua u otros líquidos. • Son muy compresibles: Puede obligarse a un gas a ocupar un volumen más pequeño, forzando las moléculas a estrecharse entre sí. Así es como se obtiene el gas licuado (líquido).

Estado Gaseoso

Se entiende por estado gaseoso, a uno de los cuatro estados de agregación de la materia, junto con los estados sólido, líquido y plasmático. Las sustancias en estado gaseoso se denominan “gases” y se caracterizan por tener sus partículas constitutivas poco unidas entre sí, o sea, expandidas a lo largo del contenedor donde se encuentren, hasta cubrir lo más posible el espacio disponible. Esto último se debe a que presentan entre sí una fuerza de atracción muy leve, lo cual se traduce en que los gases carezcan de forma y de volumen definidos, tomando las del recipiente que los contenga, y tengan además una bajísima densidad, puesto que sus partículas se encuentran en un estado de relativo desorden, moviéndose o vibrando muy velozmente. De este modo, las moléculas que componen la materia en estado gaseoso no logran sujetarse las unas a otras con firmeza y se mantienen juntas a duras penas, siendo incluso menos afectadas por la gravedad, en comparación con los sólidos y los líquidos: eso les permite flotar. A pesar de su cohesión casi nula, los gases presentan una enorme capacidad para ser comprimidos, cosa que a menudo se lleva a cabo durante su tratamiento industrial para el transporte.

Transformación de la materia al estado gaseoso

Es posible llevar ciertos líquidos o sólidos al estado gaseoso, generalmente sometiéndolos a cambios drásticos y sostenidos de temperatura y/o presión. Del mismo modo, pero en sentido contrario, puede transformarse un gas en un líquido o un sólido. Estos procesos pueden estudiarse por separado, de la siguiente manera:

a) De líquido a gas: evaporación. Este proceso ocurre cotidianamente, con tan sólo inyectar energía calórica al líquido hasta hacer que su temperatura supere el punto de ebullición (distinto según la naturaleza del líquido). El agua, por ejemplo, hierve a los 100 °C y pasa se convierte en gas (vapor).

b) De sólido a gas: sublimación. En algunos casos, los sólidos pueden pasar directamente al estado gaseoso sin atravesar primero la liquidez. Un ejemplo perfecto de ello ocurre en los polos del

Planeta, donde la temperatura es tan baja que es imposible la formación de agua líquida, pero aun así el hielo y la nieve se subliman directo a la atmósfera.

c) De gas a líquido: condensación. Este proceso es contrario a la evaporación y tiene que ver con la sustracción de energía calórica del gas, haciendo que sus partículas se muevan más lentamente y se junten con mayor fuerza. Es lo que ocurre en la atmósfera cuando, al alejarse de la superficie terrestre, el vapor de agua pierde temperatura y forma nubes que, eventualmente, precipitan de vuelta las gotas de agua hacia el suelo: lluvia.

d) De gas a sólido: sublimación inversa. Este proceso también puede llamarse cristalización, en algunos contextos específicos. Y tiene lugar bajo condiciones de presión puntuales, que fuerzan las partículas de un gas a juntarse más allá de lo que comúnmente lo están, llevándolas directo al estado sólido sin pasar primero por la liquidez. Un ejemplo de ello es la escarcha, semisólida, que aparece sobre las ventanas de un día de invierno.

Ejemplos de estado gaseoso

El gas butano es de naturaleza orgánica. Algunos ejemplos cotidianos de materia en estado gaseoso son: • Vapor de agua: Como hemos dicho, el agua al evaporarse cambia de estado y se torna vapor: algo comprobable perfectamente cuando cocinamos, y al hervir ciertos líquidos podemos ver la columna de vapor emergiendo de la olla.

• Butano: Se trata de un gas de naturaleza orgánica, derivado del petróleo, compuesto por hidrocarburos inflamables. Por eso lo empleamos para generar calor y alimentar nuestras cocinas, o los encendedores de los fumadores.

• Metano: Otro gas hidrocarburo, subproducto frecuente de la descomposición de la materia orgánica, es posible hallarlo en cantidades cuantiosas en ciénagas, lodazales, o incluso en los intestinos del ser humano. Posee un desagradable olor característico.

Gases Reales

Un gas real se define como un gas con un comportamiento termodinámico que no sigue la ecuación de estado de los gases ideales.

Un gas puede ser considerado como real, a elevadas presiones y bajas temperaturas, es decir, con valores de densidad bastante grandes. Bajo la teoría cinética de los gases, el comportamiento de un gas ideal se debe básicamente a dos hipótesis: • Las moléculas de los gases no son puntuales. • La energía de interacción no es despreciable.

La representación gráfica del comportamiento de un sistema gas-líquido, de la misma sustancia, se conoce como diagrama de Andrews. En dicha gráfica se representa el plano de la presión frente al volumen, conocido como plano de Clapeyron.

Se considera a un gas encerrado en un cilindro con un embolo móvil. Si el gas se considera ideal, se mantiene la temperatura constante, obteniendo en el plano de Clapeyron líneas isotermas, es decir, líneas hiperbólicas que siguen la ecuación: p.V= cte.

Si en cambio, consideramos a un gas como real, veremos que solamente con la temperatura bastante alta y la presión bastante baja, las isotermas se acercan a las hipérbolas, siguiendo la ecuación de estado de los gases perfectos.

Potencial de Lennard Jones: Siguiendo una observación experimental, vemos una importante diferencia entre el comportamiento de los gases reales e ideales. La distinción primordial es el hecho de que a un gas real no se le puede comprimir indefinidamente, no siguiendo así la hipótesis del gas ideal. Las moléculas ocupan un volumen, pero los gases reales son, a bajas presiones más comprimibles que un gas ideal en las mismas circunstancias, en cambio, son menos comprimibles cuando tienen valores de presión más elevadas. Este comportamiento depende mucho de la temperatura y del tipo de gas que sea.

El comportamiento de estos gases, puede ser explicado debido a la presencia de fuerzas intermoleculares, que cuando tienen valores de temperatura pequeños, son fuertemente repulsivas, y en cambio, a temperaturas altas, son débilmente atrayentes.

La ley física de los gases reales, también conocida como ley de Van der Waals, describe el comportamiento de los gases reales, tratándose de una extensión de la ley de los gases ideales, mejorando la descripción del estado gaseoso para presiones altas y próximas al punto de ebullición. La ley de los gases reales, toma el nombre del físico holandés Van der Waals, el cual propone su trabajo de los gases en 1873, ganando un premio Nobel en 1910 por la formulación de esta ley.

Los gases de la atmosfera terrestre

La atmósfera terrestre es la parte gaseosa de la Tierra, siendo por esto la capa más externa y menos densa del planeta. Está constituida por varios gases que varían en cantidad según la presión a diversas alturas. Esta mezcla de gases que forma la atmósfera recibe genéricamente el nombre de aire. El 75 % de masa atmosférica se encuentra en los primeros 11 km de altura, desde la superficie del mar. Los principales gases que la componen son: el oxígeno (21 %) y el nitrógeno (78 %), seguidos del argón, el dióxido de carbono y el vapor de agua. La atmósfera y la hidrosfera constituyen el sistema de capas fluidas superficiales del planeta, cuyos movimientos dinámicos están estrechamente relacionados. Las corrientes de aire reducen drásticamente las diferencias de temperatura entre el día y la noche, distribuyendo el calor por toda la superficie del planeta. Este sistema cerrado evita que las noches sean gélidas o que los días sean extremadamente calientes. La atmósfera protege la vida sobre la Tierra, absorbiendo gran parte de la radiación solar ultravioleta en la capa de ozono. Además, actúa como escudo protector contra los meteoritos, los cuales se desintegran en polvo a causa de la fricción que sufren al hacer contacto con el aire.

Composición: En la atmósfera terrestre se pueden distinguir dos regiones con distinta composición, la homosfera y la heterosfera. • Homosfera: La homosfera ocupa los 100 km inferiores y tiene una composición constante y uniforme. Composición de la atmósfera terrestre (aire seco, porcentajes por volumen)

• Heterosfera: La heterosfera se extiende desde los 80 km hasta el límite superior de la atmósfera (unos 10 000 km); está estratificada, es decir, formada por diversas capas con composición diferente. 80-400 km - capa de nitrógeno molecular 400-1100 km - capa de oxígeno atómico 1100-3500 km - capa de helio 3500-10 000 km - capa de hidrógeno

Estadística Descriptiva y Comercial