Química.

La Química es parte de la Ciencia que estudia la obtención, las propiedades y la transformación de las Sustancias Puras y los sistemas que ellas forman.


La Ciencia es el conocimiento obtenido a través del llamado método científico.

 Las Sustancias Puras son una manifestación más o menos sofisticada de la materia y la comprensión del concepto se alcanza luego de un estudio breve de los diferentes sistemas materiales. La materia es todo lo que tiene masa o pesa y puede ser perceptible o imperceptible por nuestros sentidos.

Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras

1 .- Un cierto tipo de partículas, llamadas moléculas, invisibles y que poseen cualidades que veremos a continuación, nos permiten comprender el concepto de Sustancia Pura.

2.- Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma.     

              Ejemplos:   

                 

     Podemos así también inferir una definición de molécula:  La menor porción material en que se puede presentar una Sustancia Pura.

3.- Las moléculas tienen la cualidad del movimiento, poseen Energía Cinética que es proporcional a la temperatura y además se atraen entre sí mediante fuerzas de atracción intermoleculares que son de naturaleza eléctrica..

            

4.- En los cambios de tipo físico, que para las sustancias puras ocurren a temperaturas bien definidas, las moléculas permanecen inalteradas y por ello a este tipo de cambios se les denomina comunmente reversibles.

Las sustancias puras y las propiedades.

           Los cambios de tipo físico de una sustancia pura nos muestran la necesidad de considerar el aspecto propiedades de los sistemas materiales. Esto es, si bién se trata del mismo tipo de moléculas y las propiedades del sólido difieren de las del líquido y éste de las del gas.

           El aspecto propiedades de los sistemas materiales se enfrenta con el concepto de Fase.

                       La primera categorización de los Sistemas Materiales está basada exclusivamente en el concepto de Fase.

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEO

• FILTRACIÓN                   
• FILTRACIÓN SIMPLE 
• FILTRACIÓN CON SUCCIÓN O DE VACÍO
• DECANTACIÓN                                                                              
• CENTRIFUGACIÓN
•  SUBLIMACIÓN                                                           
• DISOLUCIÓN                            
• TAMIZACIÓN                                                              

                  

EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES

 Sabemos que una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas.  Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio Químico o Reacción Química.

Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)

 En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.

Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)

 La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.

Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)

Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros.

MODELO ATÓMICO

Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:

1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.

2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)

3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.

     Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.

4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos 

LEY DE VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GASES ( Gay Lussac)

Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.

¿Porqué esa relación de volumenes? ¿Cuál es la fórmula de las moléculas de esas sustancias?

HIPÓTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO

    

La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:

   1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad  

(relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad ²  y  proporcional a la temperatura) 

   2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)

Avogadro razona:

Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’,  la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento)  y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.

ESTUDIO DE LOS ATOMOS

Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.     

La materia y la Electricidad

En sus experimentos de electrolisis, Faraday determinó la proporcionalidad entre la cantidad de sustancias transformadas y la cantidad de electricidad empleada. Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.

 Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones.

 Tubo de rayos catódicos

    

Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:

     Carga      

_________________   =         _1,76 . ₁₀ 8    (Coulomb / gramo)

     Masa                   

         Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite.

                                       

  Experimento de la gota de aceite de Millikan

        Así la carga del electrón se establece en 1,6 ^. 10 ^-19 coulomb  y su masa en   9,1^. 10 ^–28 gramos.

         

       LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES

        Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)

LA VISION ATOMICA DE RUTHERFORD 

NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.

DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS

 La existencia de isótopos (átomos de distinta masa) en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos. En la actualidad es posible conocer los distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y además es posible saber en que proporción o cantidad se encuentran gracias a la tecnología del espectrógrafo de masas.

                                           Espectrógrafo de masas

                     El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.

                      El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:

                       A _r    =     A₁  *  X₁   +  A₂   *  X₂   + .............

Donde los A _i son los Números Másicos  o bién la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y  los X =  % abundancia  /  100

Ejemplo de cálculo del  Peso Atómico

El Neón tiene dos isótopos.

El ²⁰ Ne que tiene una masa de 19,992 u.m.a. y el ²²Ne que tiene una masa de 21,991 u.m.a.

Por cada 100 atomos de la muestra natural 90 corresponden al ²⁰Ne y 10 al ²² Ne, es decir, sus abundancias relativas son de 90% y 10% respectivamente.

El cálculo del Peso Atómico será:

PA _Ne =    0.90 * ( 19,992 u.m.a.) + 0,10 * ( 21,991 u.m.a.) = 20 , 192 u.m.a.

LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS

LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA

                      Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía

                           

                                                                       

                                                     Onda electromagnética

MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS                                          
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg ^–1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T

                                                                          


 EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS                          
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.

LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,

SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN

n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores?           infinito
¿Cuáles?         1,2 3,4,..............a         ( Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores?               n
¿Cuáles?              0,     1,     2,      3, .........(n-1)
                            s     p      d       f             
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian  respectivamente a las letras que se indican. 

m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores?               2l +1
¿Cuáles?     - l,   - ( l-1 ), .... -1,  0,  1, ......+ ( l-1 ),  +  l

s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores?              2
¿Cuáles?                                                         - 1 / 2 ,       + 1 / 2

ATOMOS POLIELECTRÓNICOS

               Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.

                En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.

Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.

Son de menor energía los de menor valor de n + l.   


A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor  n.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA

SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS


Ubicación de los  Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas  

                   

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

CUADRO PERIÓDICO   

LA FORMACIÓN DE LOS IONES

                  Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios  electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.

                   Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de  tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.  El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio  electrónico de los átomos de los distintos elementos.

                   Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para  completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.

                   A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia  más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.

  H ^{+1 (-1)}                                                                                                                                               He⁰

  Li ⁺¹      Be ⁺²                     B⁺³       C ^-4+2+4       N ^{–3 (+1)+3 (+4)+5}     O ^–2                   F ^-1                              Ne⁰

  Na⁺¹     Mg⁺²                     Al⁺³     Si ^-4+2+4       P ^–3+3+5                S ^–2+2+4+6         Cl ^-1+1+3+5+7          Ar⁰

  K ⁺¹       Ca ⁺²                                                                                                                                              Br ^-1+1+3+5+7          Kr⁰

  Rb⁺¹        Sr ⁺²                                                                                                                                                 I ^-1+1+3+5+7            Xe⁰

  Cs⁺¹      Ba ⁺²           Cr⁺³⁺⁶      Mn ^+2+4+6+7     Fe ⁺²⁺³      Co⁺²     Ni ⁺²   Cu ^{(+1) +2}     Zn ⁺²                   Rn⁰

  Fr ⁺¹      Ra ⁺²          Hg ⁽⁺¹⁾⁺²   Cd ⁺²            Ag⁺¹         Au ⁺¹⁺³     Pb ⁺²⁺⁴          Sn⁺²⁺⁴

                

  LA FORMACION DE LAS MOLECULAS

                    La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse  teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa,  luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.

                       M^+m _n    N ^-n _m                  

                                   

                                   M =  Metal       N  =  No Metal

          TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA

OXIDOS METALICOS                            M ⁰   +    O ⁰ ₂            ^________ >       M ^+m ₂   O ^–2_m
                                                                                                   
Ejemplos:                 Cu ⁺¹₂   O ^–2        Oxido de cobre I ,             antes Oxido cuproso
                                Cu ⁺² O ^–2           Oxido de cobre II ,            antes Oxido cúprico

^{OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
 
                           N 0    +    O 0 ₂       _________>           N +n₂ O –2_n}
Ejemplos:          C ⁺² O ^–2          Oxido de carbono II ,        antes Anhidrído carbonoso
                        C ⁺⁴ O ^–2₂        Oxido de carbono IV,        antes Anhidrído carbónico

                     Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente,       depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.

Así:

Número de estados     1                  2                           3                              4
de Oxidación
                                                                         hipo ------ oso         hipo ------ oso
                              -------          ------oso                    ------ oso                ------ oso
                                                -------ico                     ------ ico                 ------ ico
                                                                                                          per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento    



LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
                        M ^+m₂ O ^-2_m    +      m H⁺¹₂ O^-2        =        2 M^+m ( O^-2 H⁺¹)_m
Ejemplo:
          Al ⁺³₂ O ^-2₃          +     3 H⁺¹₂ O^-2      =      2 Al⁺³ ( O^-2 H⁺¹)₃              (   Al ( OH)₃ )
            Oxido de Aluminio                                           Hidróxido de Aluminio



LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)




                           N ⁺ⁿ ₂ O ^-2_n     +       H⁺¹₂ O ^-2      =      H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1
Ejemplo:
             S⁺⁶ O^-2 ₃       +        H⁺¹₂ O^–2      =      H⁺¹₂ S⁺⁶ O^-2₄          (   H₂ S O₄ )
            ^{Anhídrido Sulfúrico                                                     Acido Sulfúrico}
LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)



                               n H ⁰₂     +     N ⁰₂       =        2 H⁺¹_n N ^{– n}
Ejemplo:
                   n H ⁰₂       +     S ⁰₂       =         2 H⁺¹₂ S ^{– 2}                  (  H₂ S )
                                                         Acido Sulf hídrico


^{LOS ACIDOS Y LAS BASES}

                       Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos  que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí  son liberados:
                                                         H₂O
                                     H₂O              =              H ⁺            +         OH ^{–
                                                                    ión hidrógeno      ión hidroxilo
ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno    
                                                                           H}₂^O
                                      HA               =              H ⁺           +            A ^–
                                    ácido                        ^{ión hidrógeno            anión del ácido} Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:
Ejemplos:
                               ^{H ₂ S O ₄           =            2 H +           +            SO₄ –2}                           Ácido sulfúr ico                                         Anión sulf ato (1)
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
                                             oso         ^{_____________}_>          ito
                                             ico          ^{_____________}_>          ato
                                  H ₂ S          =             2 H ⁺        +        S ^–2
                         Ácido sulf hídrico                                  Anión sulf uro
^{Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión}                                      hídrico       ^____________>             uro
^{BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión  hidroxilo.}
                                                     H₂0
                           BOH                   =            B ⁺            +           OH ^–
                            base                           ^{catión de la base         ión hidroxilo}  Así se comportan los hidróxidos:
Ejemplo:
              u ( O H ) ₂         =         Cu⁺²          +         2 OH ^{-
                                                         catión cúprico                            (1)}

1. Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica

LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)

OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA


  m  H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 +  2 M^+m ( O H )^- _m   =  M^+m₂ ( ( N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 ) ^–2)_m +  2m 


 H₂O


Ejemplo:


3 H⁺¹₂ S⁺⁶ O ^-2₄    + 2 Al⁺³ ( O H)^-₃    =   Al⁺³₂ ((S⁺⁶ O ^–2₄) ^-2)₃   + 6 H₂O


  ^{(   3 H₂ S O₄       +         2 Al ( O H) ₃          =            Al ₂ (S O₄) ₃         +            6 H₂O     )}


Acido Sulfúrico  Hidróxido de Aluminio  Sulfato de Aluminio          Agua

^{HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA}

  m   H⁺¹_n N ^{– n}   +    n   M^+m ( O H )^– _m     =   M^+m_n N ^{– n}_m    +   mn H ₂ O


Ejemplo:


       H⁺¹₂ S^–2     +        2 Al⁺³ ( O H ) ^-₃     =    Al ⁺³₂ S^{– 2}₃     +     6 H ₂ 0


  (      H₂ S           +            2 Al (OH )^-₃           =          Al₂ S₃          +     6 H ₂ 0      )


Acido Sulfhídrico  Hidróxido de Aluminio   Sulfuro deAluminio    Agua
LOS HIDRUROS   ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)


                                                 M⁰   +    m /2  H⁰₂     =     M^+m H ^-_m


Ejemplo:


                                   Mg⁰  +  H⁰₂   =   Mg⁺² H^–₂      (    Mg H₂  )


                                                                    Hidruro de Magnesio