cibercuderno de quimica

Panamá, República de Panamá
Ministerio de Educación
Instituto Fermín Naudeau
Cibercuaderno de Química
Profesora Ana Petit de Góngora




Preparado por:
Nicohol Alicia Castillo Torres


Año x a


Secciones:
Apuntes teóricos
Practicas y talleres
Resúmenes y Mapas conceptuales
Vocabulario
Tiras Cómicas #1
Tiras comicas 2
Apuntes teoricos
Ibimestre
Plan Bimestral de Química

I. Recursos científicos para el aprendizaje de la Química
A. Método científico
A.1 Conceptos y Pasos
A.2 Instrumentos usados en la realización de experimentos químicos.
A.3 Aplicación del método científico en el estudio de Química para pensar científicamente.
B. Las mediciones
B.1 Mediciones en Química.
II Generalidades de la Química
A. Diversas definiciones de Química
A.1 Concepto actual de Química
A.2 Como ciencia que estudia la naturaleza
A.3 Como ciencia experimental
B. Áreas de la Química
B.1 Relacionados con la vida del hombre
B.2 Relacionados con la industria
B.3 Relacionados con la medicina
B.4 Relacionados con el ambiente natural
C. Aplicaciones e implicaciones de la Química
C.1 Relacionados con la vida del hombre
C.2 Relacionados con la industria
C.3 Relacionados con la medicina
C.4 Relacionados con el ambiente natural
III- Historia de la Química
A. Orígenes de la Química
A.1 Generalidades de la Alquimia
A.1.1. Máximos exponentes de la alquimia medieval
A.1.2 Aportes de la alquimia
A.2 Generalidades de la Yatroquímica
A.2.1 Máximos exponentes
A.2.2 Aportes de la Yatroquímica
A.3 El surgimiento de la Química Experimental
A.4 Contribuciones importantes al desarrollo de la Química por civilizaciones antiguas
A.4.1 Contribución de los egipcios
A.4.2 Contribución de los griegos
A.4.3 Contribución de los árabes
A.4.5 Contribución de los indúes
A.4.6 Contribución de los chinos
A.4.7 Química en la época precolombina, colonial y postcolonial en Panamá
A.5 Química moderna y contemporánea
A.5.1 Química en la actualidad panameña.


Desarrollo del plan bimestral
A. Método científico
Se puede concebir el método científico como el modo lógico y ordenado de resolver un problema o dar respuesta a una pregunta.

El ser humano está siempre en la búsqueda de la realidad de las cosas y a través de esta actividad ha surgido la Química y las otras ciencias.

Para resolver un problema o dar respuesta a una pregunta, es decir, conocer la esencia de las cosas hay dos caminos: La especulación o la práctica. Dentro del trabajo que hacen los químicos y otros científicos es más importante la práctica porque se respondería a la naturaleza química de las cosas. La base de la actividad científica radica en la observación de los fenómenos que ocurren, los cuales, luego de ser descritos despiertan la curiosidad y como consecuencia conducen a la búsqueda de regularidades, lo cual conlleva a una suposición, conjetura o hipótesis que es la base general del conocimiento empírico del mundo. La hipótesis deben ser evaluadas buscando modelos para explicarla. Esto conducirá a su aceptación o rechazo y depende de la seguridad de los elementos de juicio en que se basa la hipótesis. Las hipótesis necesitan ser confirmadas y esto se logra por la experimentación. Para que la experimentación sea fructífera debe tener parámetros de control. Además en casi todos los experimentos es necesario hacer mediciones que permitirá aportar datos que al comparar los resultados con los que ocurren naturalmente, deben guardar cierta relación para que los resultados sean significativos.

Una vez realizada la experimentación se recogerá mas información de los hechos y se procederá al análisis y organización de los resultados cualitativos y cuantitativos que se obtuvieron estableciendo comparaciones entre los datos actuales y aquellos que provengan de experiencias anteriores. Como resultado de tales análisis surgen las leyes. La ley trae al conocimiento la constancia de una regularidad en la naturaleza, pero no da razón del por qué de dicha regularidad. Es entonces cuando se hace necesario un modelo explicativo, llamado teoría, que estará constituida por una serie de hipótesis que conforman un sistema deductivo, es decir, están dispuestas de tal forma que a partir de algunas hipótesis como premisas, pueden deducirse todas las restantes por simple lógica.La intención actual de la teoría es resumir el conocimiento existente, proporcionar una explicación de los acontecimientos observados y sus relaciones, predecir la ocurrencia de acontecimientos no observados y sus consecuencias.

De acuerdo con algunos autores el método científico está sustentado por dos pilares fundamentales. El primero de ellos es la reproducibilidad, es decir, la capacidad de repetir un determinado experimento en cualquier lugar y por cualquier persona. Este pilar se basa, esencialmente, en la comunicación y publicidad de los resultados obtenidos. El segundo pilar es la falsabilidad. Es decir, que toda proposición científica tiene que ser susceptible de ser falsada (falsacionismo). Esto implica que se pueden diseñar experimentos que en el caso de dar resultados distintos a los predichos negarían la hipótesis puesta a prueba. La falsabilidad no es otra cosa que el modus tollendo tollens del método hipotético deductivo experimental. Según James Según B. Conant no existe un estadísticos, métodos hipotético-deductivos. Método científico. El científico usa métodos definitorios, métodos clasificatorios, métodos, procedimientos de medición, etc. Según esto, referirse al método científico es referirse a este conjunto de tácticas empleadas para constituir el conocimiento, sujetas al devenir histórico, y que pueden ser otras en el futuro. Hay otros autores como Sampierre, por ejemplo, que nos relaciona el Método científico con el estudio (aprender permanentemente) y las competencias y atributos que posea un individuo.

Muchas personas piensan que la investigación, sea científica o no es dada solamente para cierto grupo de otras personas, que poseen características muy similares entre sí. De la misma manera se piensa que la investigación posee un lugar específico en donde se debe realizar ( laboratorios). Estas concepciones limitan el accionar de las personas en general, que creen que no tienen esas características o que no pueden tener acceso a laboratorios. Sampierre, al hablar de una relación entre el estudio, el método científico y las competencias investigativas crea un marco más general, “abierto” en el que se podría incluir cualquier persona que desea resolver una situación problemática en el que esté inmerso siempre que posea los conocimientos y las habilidades necesarias.¿Quién tiene, por ejemplo “competencias investigativas”? Es como preguntarse, ¿quién sabe leer y escribir bien?, ¿quién posee pensamiento crítico y capacidad de análisis?, ¿quién es capaz de determinar un problema y sus causas?, ¿quién es capaz de reconocer diferentes sistemas de valores?, ¿quién puede obtener resultados de las interacciones grupales?, ¿quién es capaz de demostrar comprensión y respeto por las diferencias?, y ¿quién podría ser capaz de comprender y usar adecuadamente las tecnologías basadas en computadoras e Internet? Sin duda, cualquier estudiante (al menos de media académica) iría respondiendo “yo” a cada una de estas preguntas. Hoy en día el concepto de competencias es aplicable a múltiples situaciones que van desde el campo educativo, hasta competencias que posee un individuo común en torno a conocimientos, valores y habilidades requeridas para el desarrollo de una situación problemática específica.

En cuanto al término “estudio” y a la expresión “método científico”, hay que saber estudiar, saber coordinar con la máxima racionalidad, pensamiento y acción; no basta aprender, hay que aprender para toda la vida.

Si se actúa científicamente, al estudiar situaciones (de cualquier clase, no sólo las escolares) se pasa por etapas que van desde el interés inicial, la formulación de preguntas, la revisión y la reflexión, que son la aplicación de las etapas del Método científico y, si se considera el estudio como un trabajo científico, debe ser entonces sistemático y metodológico para que se pueda “aprender” significativamente, es decir, para toda la vida... Este procedimiento metódico y sistemático del estudio requiere de las competencias arriba mencionadas en forma de interrogantes. Al relacionar estas competencias con la investigación se puede apreciar, por ejemplo, en la investigación se COMUNICA, se tiene un PENSAMIENTO CRÍTICO y se ANALIZA, entonces, el que posea estas competencias piensa con claridad y críticamente, es capaz de diferenciar opiniones e inferencias, analiza y resume argumentos, sintetiza ideas de diferentes fuentes, relaciona ideas con hechos y experiencias y busca relación entre las partes. En la investigación, se RESUELVE PROBLEMAS, y en la vida cotidiana también se resuelve problemas; es decir se determina el problema y sus causas, se propone estrategias según las situaciones, se evalúan los resultados y se establece orden de prioridad.

Por Método o Proceso científico se entiende aquellas prácticas utilizadas y ratificadas por la comunidad científica como válidas a la hora de proceder con el fin de exponer y confirmar sus teorías. Las teorías Nicole.doccientíficas, destinadas a explicar de alguna manera los fenómenos que observamos, pueden apoyarse o no en experimentos que certifiquen su validez.

Francis Bacón definió los pasos del Método científico de la siguiente manera:

- Observación: Observar es aplicar atentamente los sentidos a un objeto o a un fenómeno, para estudiarlos tal como se presentan en realidad.

- Inducción: La acción y efecto de extraer, a partir de determinadas observaciones o experiencias particulares, el principio particular de cada una de ellas.

- Hipótesis: Planteamiento mediante la observación siguiendo las normas establecidas por el método científico.

- Experimentación: Probar la hipótesis.
- Demostración o refutación (antítesis) de la hipótesis.
- Tesis o teoría científica (conclusiones).
Esta definición se corresponde sin embargo únicamente a la visión de la ciencia denominada positivismo en su versión más primitiva. Empero, es evidente que la exigencia de la experimentación es imposible de aplicar a áreas de conocimiento como la vulcanología, la astronomía, la física teórica, etcétera. En tales casos, es suficiente la observación de los fenómenos producidos naturalmente.

Por otra parte, existen ciencias, especialmente en el caso de las ciencias humanas y sociales, donde los fenómenos no sólo no se pueden repetir controlada y artificialmente (que es en lo que consiste un experimento), sino que son, por su esencia, irrepetibles, por ejemplo la historia. De forma que el concepto de Método científico ha de ser repensado, acercándose más a una definición como la siguiente:

"Proceso de conocimiento caracterizado por el uso constante e irrestricto de la capacidad crítica de la razón, que busca establecer la explicación de un fenómeno ateniéndose a lo previamente conocido, resultando una explicación plenamente congruente con los datos de la observación".

Por método o proceso científico se entiende aquellas prácticas utilizadas y ratificadas por la comunidad científica como válidas a la hora de proceder con el fin de exponer y confirmar sus teorías. Las teorías científicas, destinadas a explicar de alguna manera los fenómenos que observamos, pueden apoyarse o no en experimentos que certifiquen su validez.

De manera muy general podemos entender el concepto del método científico, como:

“El orden de procesos que debemos seguir para interpretar hechos y verdades científicas, así como también para obtenerlos.

Para entender lo que es un hecho, veamos los ejemplos que aparecen a continuación:
 La caída de un cuerpo.
 La congelación del agua.
 La digestión de un trozo de carne.
 La erupción de un volcán.
 Una descarga eléctrica.
Pasos del Método Científico:
1. Observación: El primer paso es la observación de una parte limitada del universo o población que constituye la muestra. Anotación de lo observable, posterior ordenamiento, tabulación y selección de los datos obtenidos, para quedarse con los más representativos. La observación lleva al Planteamiento del problema:

Observaciones sistemáticas que conducen al establecimiento de hechos científicos.

Se pasa luego a la delimitación del problema: Significa establecer el problema en forma clara y precisa.

2-Recolección de información: Indica la necesidad de llevar a cabo observaciones y, muy importante, registrar toda la información obtenida como: cambios de temperatura, de color, de estado físico, etc; relacionada con la investigación.

3- Selección y organización de datos: Se hace un estudio de todo material obtenido para seleccionar organizar la información relacionada con el problema planteado.

4- Hipótesis: Se desarrolla que expliquen los hechos ocurridos (observados). Este paso intenta explicar la relación causa – efecto entre los hechos. Para buscar la relación causa – efecto se utiliza la analogía y el método inductivo. La HP (hipótesis predictiva) debe estar de acuerdo con lo que se pretende explicar (atingencia); debe tener matices predicativos, si es posible. Cuanto más simple sea, más fácilmente será demostrable. Debe poder ser comprobable experimentalmente por otros investigadores, Hipótesis significa literalmente “lo que se supone”. Está compuesta por enunciados teóricos probables, referentes a variables o relaciones entre ellas. En el campo de la investigación, la hipótesis, supone soluciones probables al problema de estudio. Sugiere una posible solución que se apoye en ciertas apreciaciones basadas en conjeturas; y debe expresarse siempre en sentido afirmativo o negativo, nunca en forma de pregunta.
5- Experimentación: La hipótesis debe ser comprobada en estudios controlados, con autentica veracidad. Planeamiento de que tipo de experimento se harán para comprobar la hipótesis. Es la reproducción en forma controlada, generalmente en el laboratorio de un diseño experimental.
6- Análisis e interpretación de resultados: Después de realizar la experimentación vemos el resultado de experimentos que corroboraron la hipótesis y lo podemos representar como una ley.
El método científico no es una correa de fuerza; es flexible y nunca esta enmarcado bajo un procedimiento único de trabajo. Esto se debe a la naturaleza del objeto motivo de estudio. Por eso, son diferentes las técnicas o paso que se utilizan para su aplicación. Química es la ciencia que estudia la materia y considera:
• sus distintas variedades
• sus propiedades, entre ellas la composición
• las transformaciones de una variedad en otra
El método científico: para reconocer los diversos aspectos del mundo en que se vive, la química recurre a un riguroso procedimiento intelectual: el método científico.


Con su apropiado empleo:
• examina objetos y hechos
• acumula información
• selecciona, organiza, compara y relaciona los datos obtenidos con una doble finalidad:
o describir la naturaleza
o e interpretarla
La simple enumeración de fenómenos observados no es suficiente para el científico cuya máxima aspiración es explicar las causas y los mecanismos que producen dichos fenómenos.
Cuando la química investiga la realidad, en procura de nuevos conocimientos se comporta como una ciencia pura.
Si la química persigue fines utilitarios, aprovechando los conocimientos para beneficio de la humanidad se convierte en ciencia aplicada.

Tres son las etapas sucesivas del método científico:
1. la observación, seguida de la experimentación
2. la generalización, que consiste en la enunciación de definiciones, reglas, leyes, teorías. etc.
3. la comunicación de los conocimientos
2. 1° Etapa: Observación Y Experimentación
A cada instante el hombre percibe mediante sus sentidos todo tipo de impresiones: por ejemplo, cuando se quema madera se observa una llama, cenizas, calor desprendido....
Todas estas apreciaciones son incidentales y se realizan sin una intención deliberada. Por el contrario, cuando se estudia químicamente la combustión de la madera se adopta una actitud premeditada, porque por ejemplo: se seleccionan trozos de madera de una calidad determinada, se los calienta hasta combustión, se recogen íntegramente cenizas formadas y gases desprendidos, se determina color, peso, volumen, etc.
La química es una ciencia experimental y exacta porque todos sus conocimientos están sustentados por experiencias cuantitativas.
B. Mediciones
Las mediciones experimentales, practicadas sobre distintas muestras, son independientes entre sí.
Reunidas en suficiente cantidad se ordenan y se comparan. Si tal relación existe, se enuncia una generalización. Por ejemplo: cuando se investiga un líquido desconocido X y se desea establecer su densidad, se procede: obtener varias porciones del líquido X, luego introducir un instrumento para la medición de la densidad – densímetro – teniendo cuidado que las mediciones en cada muestra se realicen en idénticas condiciones de presión atmosférica (1 atm) y temperatura (25°), para todas las mediciones será: d= m/v ó d= g/ml .
En nuestro ejemplo la generalización es inmediata:
La densidad del líquido X a 1 atm.. y a 25° es: d= g/ml
El ejemplo analizado ilustra el mecanismo de la investigación:
• experimentar
• generalizar
• verificar
Regularidades, semejanzas y otras relaciones generalizables, cuando son de mayor importancia y complejidad reciben el nombre de leyes.
Las leyes químicas son naturales y descriptivas:
• Son naturales porque su cumplimiento es ajeno a la voluntad humana. La gravitación es una ley natural: el hombre no la puede evitar ni suprimir.
• Son descriptivas porque indican como se producen los fenómenos en ciertas ocasiones.
La química no se conforma con enunciar leyes descriptivas más o menos conectadas entre sí. Después que ha determinado "como" se comporta la naturaleza procura indagar las causas que motivan dicho comportamiento. Para saber "porque" se producen los fenómenos, imagina una interpretación racional y coherente: formula una teoría. Las teorías exponen en forma clara el funcionamiento íntimo del mundo concreto, señalando las probables pautas de su accionar.
El método científico ha originado, entonces, una secuencia bien definida:
Tampoco una teoría agota el pensamiento científico: establecidas las leyes por inducción – por cuanto se pasa de los casos particulares a una generalización – comienza el proceso inverso.
Las interpretaciones especulativas, derivadas de las teorías, permiten deducir conclusiones de situaciones que fundamentaron experimentaciones iniciales. Se impulsa entonces otra serie de trabajos de laboratorio y de mediciones destinadas a corroborar la veracidad de las predicciones formuladas.
De plantearse desacuerdos o surgir problemas inesperados sin solución según lo conocido hasta ese momento, impone la revisión de las teorías, ya sea reformándolas parcialmente o reemplazándolas por otras más perfeccionadas.
Las teorías, producto de la inteligencia humana, no son ni rígidas ni inmutables.
En consecuencia: el progresivo desarrollo de la química es cíclico y dinámico y está en permanente evolución: de la experimentación surgen las leyes interpretadas por teorías; como, a su vez, estas teorías inducen nuevas experiencias.
Todas las propiedades tanto físicas como químicas se determinan mediante un procedimiento que comúnmente conocemos como MEDICIÓN. Y el proceso de medir, por muy sencillo que parezca, es un procedimiento científico. Por ejemplo, si queremos saber qué tan pesado es un objeto, tomamos el objeto en nuestras manos y al sentir su peso, hacemos un cálculo mental aproximado de su peso, lo cual sería nuestra hipótesis, que para comprobarlo, siguimos un procedimiento determinado, se toman los datos de la medición, se analiza, y se utiliza el dato para lograr un objetivo. No se mide nada más por medir. Recordemos el concepto de lo que es medir: Comparar.

Podemos ver en la historia de las mediciones, que siempre se han utilizado métodos arbitrarios para medir, existiendo una multitud de patrones de medida (ejemplos: El ancho de un dedo pulgar era una pulgada, el largo del pie de un hombre equivalía a 12 pulgadas, entre otros). La selección de las unidades de medición científica es igualmente arbitraria, pero la ciencia se ha esforzado por escoger unidades que puedan ser precisa y reproduciblemente medidas.

La medición es un valor numérico obtenido experimentalmente como comparación de una magnitud con otra de la misma especie elegida como unidad, a fin de establecer relaciones y deducir conclusiones.

El proceso de la medición ha de ser objetivo y, por tanto, la comparación debe ser hecha con una magnitud-unidad de la misma especie y de dimensión no muy distinta. A nadie se le ocurriría medir el peso de un trozo de plomo en miligramos.
Si la medición se efectúa por un procedimiento indirecto, la magnitud final que presenta el aparato (transductor) debe estar calibrada en unidades de la magnitud primitiva. Así, un barómetro, cuya misión es medir presiones, da su respuesta mediante un desplazamiento de su aguja que en lugar de medirse en unidades de longitud o de ángulos se mide en torr (torricelli), atm (atmósfesras), ó mm de Hg (milímetros de mercurio).

Los métodos experimentales son fundamentales en Química. Solamente midiendo con precisión el químico puede conocer las leyes de la naturaleza y la composición íntima de la materia. Pero para tomar medidas debe tener reglas de medición u otros instrumentos que describan sus resultados.

Unidad de medida es una cantidad de la misma especie que la que se desea medir. Para poder comunicar el resultado de nuestra medición y que la misma sea comparable por otra persona, es preciso que ésta conozca la unidad que hemos escogido; por tanto, las unidades deben ser constantes e inalterables a la acción del tiempo, así como repetibles; es decir, que se puedan volver a construir a partir de alguna constante de la naturaleza.

La unidad básica del Sistema métrico para la longitud y por consiguiente para área y volumen, es el metro. Esta unidad fue originalmente definida por la Academia Francesa de Ciencias como la diezmillonésima de la distancia del polo norte al ecuador. Los astrónomos tomaron a su cargo medir esta distancia con precisión y la longitud equivalente a 1/10,000,000 de ésta se marcó con todo cuidado en una barra de aleación de platino e iridio. Esta barra corresponde al metro patrón y se guarda a temperatura casi constante en el Instituto Internacional de Pesas y Medidas de París, y con ella se comparan todos los patrones para uso alrededor del mundo.Una definición más moderna del metro patrón es 1650763.73 longitudes de onda de la línea anaranjada- roja del espectro atómico Kriptón 86. Para el volumen, la unidad básica es el centímetro cúbico; cc, que es el volumen de un cubo de un centímetro de lado... Otra unidad de volumen utilizada es le litro (l), el cual equivale a 1000 CC. Para la masa, la unidad fundamental es el kilogramo, definido como la masa de un bloque de platino- iridio que se conserva en la oficina Internacional de Pesas y Medidas, en Sévres, Francia.

Existen varios sistemas de medición pero el Sistema Métrico (o Sistema Internacional, S.I., en francés) de medidas es el que se maneja en el mundo científico para sus comunicaciones. Los sistemas utilizados más corrientemente hasta ahora son los denominados “cegesimal”, “georgi” y “técnico o terrestre”, en las unidades fundamentales para la mecánica adoptan respectivamente el centímetro, el gramo y el segundo; el metro, el kilogramo y el segundo; y el metro, el kilogramo fuerza y el segundo. Aunque los tres son de uso frecuente, el sistema giorgi es el que constituye el S.I., adoptado por la comunidad científica.
Después de la Revolución Francesa este sistema de medidas se propagó sobre gran parte de Europa continental y fue adoptada por todos los científicos. Ha evolucionado continuamente y se ha perfeccionado desde su adopción original por Francia realizándose diferentes conferencias internacionales con el propósito de redefinir y reglamentar el sistema de unidades. En 1960 la Undécima Conferencia de Pesas y Medidas propuso cambios fundamentales en el sistema métrico entre los cuales estaba también el nuevo nombre: Sistema Internacional de Unidades (SI) se basa en el sistema decimal. La base de este sistema son las siete unidades enumeradas en la tabla 1, llamadas unidades fundamentales o básicas. Las otras unidades se derivan de éstas. Una característica del SI es que es un sistema coherente, es decir, las unidades derivadas se expresan como producto y cociente de unidades fundamentales, sin la introducción de factores numéricos.







Tabla 1: Las siete unidades básicas del SI
Cantidad de medida Nombre de la unidad Símbolo de la unidad
Longitud
Masa
Tiempo
Corriente eléctrica
Temperatura
Cantidad de sustancia
Intensidad luminosa Metro
Kilogramo
Segundo
Amperio
Kelvin
Mol
Candela m
kg
s
a
k
mol
cd


Para abreviar la notación de las unidades se utilizan símbolos. Los símbolos de las unidades se expresarán en caracteres romanos, en general en minúscula, no obstante, si los símbolos se derivan de nombres propios, se utilizarán los caracteres romanos en mayúscula (la primera letra). No irán seguidas de punto. Ejemplos: 0.124 gramos ó o.124g, 350 decímetros cúbicos se escribe 350dm3, 4 kilogramos se escribe 4Kg.

Los múltiplos y submúltiplos de estas unidades en que el factor de multiplicidad es una potencia entera de diez son de uso frecuente. Para simplicidad de notación se expresan las potencias de diez como potencias y no desarrolladas; de este modo el número que indica el exponente indica la posición que ocupa la cifra 1 y que si el número es fraccionario ( potencia negativa) el exponente indica la posición que ocupa la cifra 1 a la derecha del punto decimal. De este modo el número 10000 (diez mil) se expresará más rápidamente por 104 y el número 0.00001 (diez milésimas) por 10-5. Esta forma de expresar las mediciones evita lo engorroso que resulta escribir números muy grandes o muy pequeños como 1035 o como 10-59.

Las unidades básicas no tienen siempre la dimensión apropiada para una medida particular. Por ejemplo el metro está demasiado grande para reportar el grosor de esta página, pero muy pequeño para la distancia de Panamá a Nicaraguas, por ejemplo. Para solucionar este problema el SI incluye una serie de prefijos, cada uno de los cuales representa una potencia de 10 (La tabla 2 contiene una lista de prefijos con sus equivalentes decimales, sus equivalentes exponenciales y sus símbolos). Estos prefijos permiten reducir o aumentar las unidades básicas a las dimensiones requeridas en múltiplos de 10. Por ejemplo el prefijo mili significa que se reduce 1/1000 ó 0.0001 veces la unidad básica y el prefijo kilo, aumenta 1000 veces la unidad básica. Como puede verse en la tabla 2, números como 1000000000 y 0.0000001 son muy difíciles de escribir. Dado que números muy grandes o muy pequeños son comunes en Química y otras ciencias, se utiliza la notación científica para representar estos números. En esta notación se utilizan las potencias de 10 para simplificar la escritura y el cálculo y se recurre al hecho de que, por ejemplo, el simbolismo 6X107 significa que hay que multiplicar 6 por 10 siete veces; y 6X10-5 significa que hay que dividir 6 entre 10 cinco veces. Por ejemplo 3.1X105 significa 310000 ó, por ejemplo, 0.0563X104 significa 563.

Los químicos no son diferentes al resto de la comunidad científica; también necesitan realizar mediciones para poder comprobar sus hipótesis. Y también tienen sus unidades preferidas que son apropiadas en ciertas áreas de investigación. El ángstrom (Ao), por ejemplo, es una unidad de longitud que no pertenece al SI pero es muy cómodo para los químicos por lo que su uso se continúa; ( 1 Ao = 10 –10m) y corresponde al diámetro de los átomos y moléculas pequeñas. La unidad básica del SI para la masa, el Kilogramo, de por si lleva un prefijo, por lo que es una excepción.
Tabla 2: Prefijos usados para las fracciones decimales y los múltiplos de las unidades SI
Prefijo Símbolo Expresión numérica Notación científica
ca
exa
peta
tera
giga
mega
kilo
hecto
deca
-
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
ato E
P
T
G
M
k
h
da
-
d
c
m
n
p
f
a 1000 000 000 000 000 000
1000 000 000 000 000
1000 000 000 000
1000 000 000
1000 000
1000
100
10
1
0.1
0.01
0.001
0.000 001
0.000 000 001
0.000 000 000 001
0.000 000 000 000 001
0.000 000 000 000 000 001 1018
1015
1012
109
106
103
102
101
100
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18


A.Diversas definiciones de la química

El proyecto de Ley No. 85 de junio 2004, por medio del cual se reglamenta el ejercicio de la profesión del químico en Panamá, señala en su artículo 2 que el químico es la persona que realiza experimentos, ensayos y análisis de la materia viva e inerte, con el fin de probar, elaborar, transformar o perfeccionar materiales y productos. Además, hace investigaciones, elabora metodologías y técnicas a fin de profundizar en las propiedades químicas y físicas de las sustancias y para controlar o desarrollar procedimientos industriales de fabricación. No solamente se realiza este estudio en laboratorios pues procesos químicos ocurren a cada momento a nuestro alrededor y aún dentro de nosotros mismos. Tienen lugar en sitios tan diversos como en la bacteria más pequeña, en un campo de trigo espigado, en una fábrica moderna en las biosferas de los planetas como la Tierra, en las grandes extensiones del espacio interestelar y aún en tus ojos y cerebros para que sea posible que puedas leer estas letras.

Se ha encontrado, además, un tratado anónimo de la edad media que demuestra que desde entonces se preparaba y purificaba el mercurio. En dicho tratado reza indicaciones tales como el siguiente: “Tomad, pues, vuestro mercurio, y purificadlo bien pasándolo a través de un lienzo plegado tres veces, cosa que haréis varias veces hasta que aparezca puro como el agua límpida y cristalina. Nosotros rechazamos todas las demás formas de purificar el mercurio como aquellas que lo purifican mediante el vinagre, la sal, la orina, la cal viva, el vitriolo y otros corrosivos que destruyen la humedad del mercurio en lugar de exaltarla, y que más que ser útiles, estorban”. Como vemos, éstas son evidencias claras de un tratamiento experimental de la Química.

Se puede calificar los orígenes de la Química como ciencia experimental, que eran más bien de tipo técnico y mágico a la vez. Se han encontrado láminas de arcilla con inscripciones de ¡700 años a. C.! y han revelado que los babilonios estaban familiarizados con la fabricación de vidrio. De igual forma, en el tercer milenio a.C. se descubrió una variedad de cobre especialmente dura, obtenida al calentar juntos minerales de cobre y estaño, la cual se le llamó bronce. Se conocía la manera de obtener tintes (púrpura del múrex), de fundir los esmaltes y, desde la más remota antigüedad se extrae el cinabrio (sulfuro rojo), un líquido brillante como la plata, muy pesado y que posee todas las propiedades de un metal.

El siglo XVIII marcó el inicio de la Química como ciencia experimental con los trabajos de la Escuela francesa encabezada por el eminente químico francés Antoine Lavoisier con sus experimentos que dieron lugar a su teoría de la combustión: Según Lavoisier, al calentar una cierta cantidad pesada de mercurio con oxigeno se quema el mercurio y se obtienen cenizas. Esta teoría dio origen a la ley de la conservación de la materia y demostró que el aire está compuesto por oxígeno y nitrógeno.Se le atribuye el descubrimiento del oxígeno y se lo considera uno de los fundadores de la química moderna. Sostuvo que la respiración no es una simple combustión del carbón, sino que contiene hidrógeno quemado con formación de vapor de agua, descubriendo así que los seres vivos utilizan el oxígeno del aire para la combustión de los alimentos, la cual produce energía.

Lois Antoine Lavoisier (1743-1794) logró asentar el estudio de las reacciones químicas sobre bases cuantitativas despojando definitivamente la investigación en este campo de las nociones místicas de los alquimistas, que estudiaremos más adelante.

En otro polo del trabajo científico europeo, en Suecia, el desarrollo de la minería y la mineralogía condicionó el surgimiento de una escuela de químicos que a lo largo de este siglo realizara numerosos aportes en el análisis de minerales, en la comprensión y gobierno de los procesos de su reducción, enterrando definitivamente las ideas de los alquimista. Entre 1730 y 1782 se reportan los descubrimientos del cobalto, níquel, manganeso, manganeso, wolframio, titanio y molibdeno. En poco más de cincuenta años se superaría el número de metales descubiertos por más de seis siglos de infructuosa búsqueda alquimista. Con el paso del tiempo, estos metales se emplearían en la fabricación de materiales estratégicos para el avance tecnológico.

La química es una ciencia experimental, en el mundo microscópico y el macroscópico. Los datos las investigaciones químicas por lo general provienen de fenómenos de gran escala y observación. Pero la hipótesis, teoría y explicamos demostrables, que hacen de la química una ciencia experimental a menudo se expresan en términos microscópicos de los átomos y las moléculas.

La química como ciencia experimental significa que sus principios y leyes:

1. provienen de la experimentación.
2. son demostrables en la practica
3. tienen aplicación practica

Es una ciencia experimental, por que tiene su punto de apoyo básicamente en la experimentación o sea, la observación y el análisis de la repetición de fenómenos controlados en el laboratorio para determinar la calidad y cantidad de sustancias que son sometidas al rigor de las diferentes pruebas de laboratorio.

En su desempeño le corresponde al químico observar con sentido crítico la forma cuidadosa en que se suscitan los hechos durante las experiencias de laboratorio, apoyándose en los sentidos del tacto, olfato o la vista y en su capacidad de considerar y anotar todo lo que sucede entorno al objeto del motivo de su investigación.

Además cuenta con valiosos recursos materiales e instrumentos para realizar su labor.
Las características propias de un cambio ya sea formación o desaparición de un precipitado, la manifestación de libertad o absorción de energía calórico la aparición o cambio de colores al combinar diferentes sustancias conducen al químico a realizar experimentos para su dar su opinión sobre lo que sucedió por todos los motivos anteriores la química es una ciencia meramente experimental, ya que su entidad esta en las practicas realizadas en el laboratorio.

Como la química es una ciencia experimental al realizar la practica en el laboratorio, hay que considerar y anotar todo lo que sucede. En el medio ambiente se realizan los cambios o transformaciones químicos más asombrosos; ya que la naturaleza es el laboratorio químico más perfecto que existe. Constantemente ocurren cambios, como el crecimiento de plantas y animales, la descomposición de los desechos, la evaporación del agua, la oxidación de los metales. La naturaleza siempre está cambiando y se ha ido transformando desde el origen del universo. Algunos cambios son rápidos, como se quema un árbol; otros, por contrario, son lentos como la formación del petróleo.

Durante las veinticuatro horas del día estamos relacionados con los principios de la química; en los seres humanos las funciones esenciales como la respiración, circulación, digestión, son procesos químicos; y en algunas plantas, la fotosíntesis. La química ha logrado descifrar muchos secretos de la naturaleza al estudiar la composición de organismos microscópicos como las bacteria, también de plantas y animales que forman la materia viva, al igual que se interna en el estudio de las rocas, minerales, combustibles, y toda materia sin vida con el propósito de conoce sobre lo que nos rodea para facilitarle al hombre una vida mejor y un ambiente mas apropiado para su desempeño. Después de un sinnúmero de investigaciones y experimentaciones, el químico está en capacidad de explicar el mecanismo de la fotosíntesis, y más aún, dar a conocer la composición química de las sustancias que participan en el proceso y los cambios químicos que se manifiestan durante la operación fotosintética.

Se han realizado dentro de la Química algunas divisiones básicas para su mejor comprensión debido a los millones de sustancias químicas existentes y las múltiples reacciones en las que participan:

Química General: estudia el principio fundamental de la química.

Química Inorgánica: se encarga del estudio de lo elementos químicos y sus compuestos, excepto el carbono. Algunos compuestos de carbono sencillos, están tradicionalmente clasificados como inorgánicos.

Química orgánica o del Carbono: estudia los compuestos del carbono con otros elementos.

Química Analítica: tiene como fin la identificación, separación o determinación cuantitativa de la composición de las diferentes sustancias. Esta la química analítica cualitativa y cuantitativa.

Físico-Químico: estudia fundamentalmente la estructura de la materia, los cambios energéticos, las leyes, los principios y teorías que explican las transformaciones de una forma de materia a otra.

Bioquímica: se dedica el estudio de las substancias que forman parte de los organismos vivos.

Para facilitar el estudio de estas disciplinas científica se le ha fraccionado en diferentes áreas, que no se comportan como islas, sino, por el contrario, están estrechamente relacionadas. Estas áreas son:

Química general: Trata los principios fundamentales relativos a la constitución y propiedades físicas y químicas de los cuerpos y las leyes fundamentales de la Química. Se refiere a los principios fundamentales de la Química, las propiedades físicas y químicas, las leyes fundamentales de la Química.

La Química Inorgánica: Proporciona información sobre los elementos y sus compuestos (excepto los más complejos del carbono) y la manera como interaccionan, así como los tipos de reacciones químicas en que se ven involucrados. Estudia los elementos, sus compuestos y las teorías relacionadas con su formación. No se incluye en este grupo los carburos, los carbonatos, ni los óxidos de carbono y trata de dar las razones y explicar las causas de las propiedades específicas y de las semejanzas observadas. Estudia todos los elementos y compuestos que no tienen las propiedades de los compuestos orgánicos.

La Físico-Química: Facilita datos acerca del equilibrio de las reacciones químicas, la energía asociada con dichas reacciones y la estructura de las moléculas. Puede ser considerada dentro de un campo intermedio entre la Química y la Física que abarca el estudio de las interacciones entre la materia y la energía. Se refiere a las causas de una reacción química y cuál es la energía total de la reacción.

La Química Orgánica.: Se ocupa de los compuestos del carbono y sus propiedades (exceptuando los óxidos de carbono, los carburos, los carbonatos que se consideran sustancias inorgánicas, a pesar de tener átomos de carbono en su molécula). Se relaciona principalmente con el estudio de los compuestos que tienen en su estructura al elemento carbono. Da información sobre los compuestos del carbono y sus reacciones; comprende varias ramas entre las que se haya la Química biológica o Bioquímica que estudia la composición y metabolismo de la materia viviente; la Química farmacéutica, que se refiere a la estructura de los medicamentos, la Química bromatológica, que determina la composición de los alimentos, la Histoquímica que estudia la localización de determinadas sustancias en los tejidos de los organismos vivientes, la Química industrial que se ocupa de las aplicaciones de las sustancias y de sus métodos de preparación en la industria, derivándose de ella la Química mineralógica y la Química agrícola.

Química Analítica.: Examina los métodos de reconocimientos y determinación de la composición de las sustancias. Se encarga de los métodos para analizar la composición química de las sustancias y sus mezclas.

Por eso se divide en cualitativa y cuantitativa. Hace un análisis cualitativos (¿de qué está formada?) que aportan información útil en la que pueden reconocerse especies atómicas o moleculares, deducirse características estructurales de las mismas o reconocer en la muestra la presencia de determinados grupos funcionales. y un análisis cuantitativos (¿qué cantidad está presente?) de las sustancias en general. En los análisis cuantitativos los resultados se presentan como datos numéricos y se expresan como porcentaje, partes por millón o miligramos por litros..La Química ha sido llamada ciencia auxiliar debido a que suministra descripciones, percepciones e interpretaciones de los diversos tipos de materias que se estudian en otras ciencias. No es posible ni deseable separar los hechos, leyes y teorías de la Química de los correspondientes a otras ciencias. La división arbitraria de los estudios naturales en física, química, astronomía, botánica, zoología, geología y otras más, no es una clasificación impuesta por la naturaleza sino por el hombre. La Química toma muchas ideas útiles de otras ciencias y contribuye también se sirve a ellos en otros aspectos. Por ejemplo, los químicos estudian la química de las enfermedades y descubren sustancias químicas (medicinas) que se utilizan en el diagnóstico y tratamiento de enfermedades, sustancias para combatir la infección, aliviar el dolor, contener el cáncer y detectar afecciones cardíacas, SIDA, etc.

Puesto que esta ciencia está relacionada con casi todo, su estudio es muy importante para una gran diversidad de personas. Por ejemplo los biólogos han examinado organismos cada vez más pequeños, células y sus componentes, hasta que, en el estudio de los virus y genes unieron sus esfuerzos con los químicos, quienes estaban interesados en moléculas cada vez más grandes.

Esto trajo como resultado el nacimiento de un nuevo campo interdisciplinario llamado Biología molecular y un refuerzo a la idea de que los organismos vivientes son sistemas químicos complicados y muy organizados. En forma similar los químicos trabajan en colaboración con científicos de otras áreas tales como química-física, geoquímica, farmacología, toxicología, ecología, meteorología, oceanografía y muchas más. Lo que ocurre en la práctica con estas áreas es que una persona que no tenga un conocimiento básico en química está en una gran desventaja. Una persona que estudie medicina, meteorología, economía doméstica, agricultura o uno de los campos de la ingeniería, encontrará fácilmente que los hechos y las teorías de la química revisten gran importancia en su trabajo. Para el hombre desligado de la ciencia, el estudio de la química enriquece su comprensión del mundo de la naturaleza y del, en parte, incomprensible mundo de los materiales nuevos que la industria química produce como la alta tecnología de hoy en día, que va desde los chips de computadoras hasta los cristales líquidos para calculadoras y monitores, y las fibras ópticas. La química aporta nuevos materiales que nos visten, abrigan y recrean en forma de trajes espaciales y trajes de baño, materiales aislantes y paneles solares, raquetas de tenis y cañas de pescar.
Vida del hombre

Nuestro cuerpo es una asombrosa fábrica de sustancias químicas; por ejemplo el ser humano utiliza el oxigeno del aire, lo transporta en nuestro cuerpo y sale como dióxido de carbono.Los alimentos están formados por sustancias químicas, y en su preparación en el hogar, ellos son sometidos a procesos físicos y químicos tales como la cocción para el caso de alimentos que requieren que se facilite la digestibilidad de los mismos, como el caso de las carnes, el arroz, las verduras, las menestras, etc.

Las legumbres y frutas deben consumirse, en lo posible, crudas para no destruir las vitaminas que contienen. Los vegetales, cuando necesitan cocción deben hervirse con la menor cantidad de agua posible, ya que contienen minerales y vitaminas; si es posible hervirlos enteros y con cáscara se logrará conservar mejor sus minerales.

Cuando preparamos los alimentos usamos ciertas sustancias con un propósito específico. Por ejemplo, al usar el polvo de hornear que es bicarbonato de sodio (NaHCO3) lo hacemos para que la masa del pan “suba” por la acción del calor en el horno.
¿Por qué usamos cucharones de madera para revolver y servir las ensaladas de vegetales o frutas? Por lo general estas ensaladas contienen vinagre (ácido acético) o las frutas contienen ácido cítrico y éste reacciona con los metales produciendo compuestos que darán un sabor desagradable a las ensaladas.

En el comedor usamos utensilios y otros materiales producidos por las industrias en donde está implicada la química. Los cubiertos pueden ser de acero inoxidable, que no es sino una aleación de acero con otros metales como el cromo y el níquel. El mismo acero es una aleación de hierro con una pequeña cantidad de carbono. Los cubiertos plateados son de un metal recubierto con una capa de plata por un procedimiento conocido como galvanoplastía; se deben secar bien antes de guardarlos.

También hay cubiertos de plata esterlina que son muy costosos por el alto contenido de plata que contienen (92.5% plata y 7.5% cobre), también deben ser protegidos de la humedad.

En los utensilios de plata se deposita un polvillo blanco que algunos llaman óxido; éste no es realmente óxido sino sulfuro de plata, y se forma cuando está en contacto con ciertos alimentos y con el aire que puede contener H2S.

En nuestra cocina usamos también con frecuencia el teflón, para cubrir el interior de las ollas, sartenes y otros utensilios de cocina. El teflón se obtiene por la polimerización del tetrafluoruroetileno.

En el hogar usamos diversas clases de vajillas de distintos materiales que van desde la porcelana hasta los plásticos. Los plásticos se usan en tantas y tan variadas formas que algunos han bautizado la época actual con el nombre de “edad de plástico”. Para la fabricación de los plásticos es necesario la polimerización o combinación de varias moléculas para formar moléculas más grandes.

Puede ser por adición (moléculas no saturada se agregan unas a otras) o por condensación (se unen dos moléculas con pérdida de una molécula de agua). El nombre plástico es el dado a la resina artificial. Las resinas naturales son sustancias de procedencia animal o vegetal, sólidas, no cristalinas, vidriosas en apariencia, insolubles en agua, pero solubles en varios solventes orgánicos. El ámbar y el copal son ejemplos de resinas de origen animal y vegetal respectivamente. Los plásticos que usamos en nuestras residencias son materiales artificiales, sintéticos, con propiedades muy parecidas a las resinas naturales. La melanina es un plástico que más se emplea en las vajillas y es un aminoplástico (compuestos que poseen el grupo amino -NH2) muy resistente al calor, a las sustancias químicas y no se raya fácilmente. Pero, también hay otras clases de plásticos como los fenolplásticos (como la fórmica), la bakelita (usado en los tomacorrientes y fabricación de peinillas, botones, etc.), los termoplásticos como la lucita, que es claro, transparente, parecido al cristal, que se emplea en las lentes, parte de los aviones, etc. El polietileno es un termoplástico flexible, impermeable, usado en el papel de envolver alimentos, en botellas para salsa, y otros usos. El vinil es también un termoplástico, que se usa para cortinas de baño, para tapizar muebles, mosaicos para el piso.
Cada vez que pintamos nuestra casa estamos haciendo uso de la química. Las pinturas son suspensiones en las cuales un sólido, el pigmento, se dispersa en un medio de dispersión, generalmente un aceite, y a veces el agua, en las llamadas pinturas de agua. Éstas últimas sólo son recomendables para interiores y se fabrican de sulfato de calcio hidratado, CaSO4.2H2O, caseína, colorante y agua. Si queremos que esta pintura sea impermeable, y sea, por lo tanto, más resistente y lavable se le agrega aceite de linaza hervido.

Algunas pinturas contienen sustancias tóxicas, como compuestos de plomo por lo que hay que protegerse con mascarillas y trabajar en un ambiente muy ventilado.

La química también la aplicamos cuando usamos cosméticos en forma de pintura para la cara, el cabello, en forma de cremas, polvo de cuerpo, polvo facial, lápiz labial, etc.

Por ejemplo, los polvos faciales contienen distintos ingredientes para cubrir las imperfecciones de la piel y dar apariencia de suavidad. Entre esos ingredientes están el óxido de titanio (TiO2), el óxido de cinc ( ZnO2), el silicato de magnesio hidratado (Mg3Si4O11 .H2 O) y otros.
El jabón, es una mezcla de grasa y álcali; las pastas de diente contiene básicamente CaCO3 y MgCO3, además de un saborizante como la menta por ejemplo.

Las plantas nos ofrecen la más bella decoración en el hogar, pero ellas requieren cuidados especiales, tales como mantener la fertilidad del suelo pues, entre las sustancias que las plantas toman del suelo está el nitrógeno, el potasio, el fósforo, el azufre, el calcio, el hierro y el magnesio. Los fertilizantes comerciales llevan generalmente en la etiqueta una relación numérica del contenido de los tres más importantes: nitrógeno, fósforo y potasio (el fósforo en forma de ácido fosfórico). Generalmente la relación se expresa en términos de porcentajes, por ejemplo, si el fertilizante dice 5-10-5, esto significa 5% de nitrógeno, 10% de fósforo y 5% de potasio; lo que implica que por cada 5 partes de nitrógeno habrán 10 partes de fósforo y 5 partes de potasio. Naturalmente, distintas plantas tienen distintos requerimientos de minerales. El nitrógeno es necesario para plantas con mucho follaje y éste elemento es esencial para la síntesis de proteínas en las plantas.

Para la obtención de agua potable en las ciudades se requiere procedimientos físicos y químicos como la sedimentación (para eliminar sustancias en suspensión), la aireación (para eliminar malos olores y oxigenarla), la coagulación (para eliminar materia colorante, lodo, materia en suspensión y bacterias que quedan atrapados en el precipitado),la filtración (para separar el precipitado formado en el proceso de coagulación), y la esterilización por clorificación (para destruir bacterias patógenas). Nuestra ciudad de Panamá posee un magnífico sistema de purificación del agua y gozamos de tener agua potable reconocida como de excelente calidad.

La Química se ocupa de cambiar o trasformar materiales, muchos de estos materiales se emplean en la construcción de casas, carreteras, puentes, etc., son transformados por los químicos del estado en que se encuentran en la naturaleza, a la forma en que serán utilizados en las construcciones, tales como el cemento.

El cemento se produce con piedra caliza y arcilla en un proceso que involucra la pulverización de éstos, la mezcla en proporciones adecuadas para ser calentada en hornos cilíndricos especiales ( pueden medir 200 pies de largo por 10 de ancho) en donde alcanzan temperaturas superiores a los 1400ºC, los materiales se unen allí para formar pequeños grumos llamados clinker, que contienen silicatos y aluminatos de calcio; se agrega un pequeña cantidad de yeso y luego todo se reduce a un polvo fino, llamado cemento.

El uso de la arcilla se remonta a tiempos muy lejanos, parte de su uso en la fabricación de cerámica y porcelana, es muy usada como material de construcción.

La arcilla no es una sola sustancia, sino una mezcla que varía, ya que hay varias clases de arcilla. El componente básico es el caolín, un silicato hidratado de aluminio; la arcilla se hornea para obtener un material de construcción muy resistente. Entre los materiales de construcción naturales más apreciados tenemos el mármol, roca formada por la acción del calor y la presión sobre la tierra caliza; el mármol adquiere un acentuad lustre y colores variados cuando se pule, por lo que se presta para construcciones de gran distinción y belleza.

El granito, es una roca ígnea en la cual se mezclan feldespato, cuarzo y mica, también se presenta en colores variados y es brillante, durable y resistente.

El ser humano utiliza sus sentidos para percibir los objetos que están a su alcance y los cambios que se producen en su organismo y a su alrededor. Desde el punto de vista práctico busca las propiedades convenientes de la materia; las sustancias que sirven para algún fin (curar enfermedades, producir explosiones, crear olores y sabores agradables, etc) y que se pueden utilizar para fabricar objetos como ropa, utensilios y herramientas, aíslan estas sustancias de la naturaleza y experimentan con ellas para desarrollar y mejorar teorías concernientes a la estructura y el comportamiento de la materia.

El embalsamiento de cadáveres, rito funerario considerado como un arte para conservar los cuerpos después del fallecimiento es una práctica muy antigua que comenzó en Egipto (4000 años a. C.) y que ha perdurando por más de treinta siglos en otros pueblos como los asirios, judíos, persas, y los escitas. La práctica consiste en retirar el cerebro y vísceras del cuerpo y rellenar las cavidades con una mezcla de hierbas balsámicas y de otras sustancias. Los egipcios sumergían el cuerpo en carbonato de sosa, inyectaban bálsamos en las arterias y las venas, rellenaban las cavidades del torso con sustancias aromáticas y bituminosas y con sales, envolvían el cuerpo con telas saturadas de materiales similares. Los asirios utilizaban miel, los persas, cera y los judíos, especies y aloe. Alejandro Magno fue embalsamado con miel y cera.

Hoy en día, se utiliza formalina en los laboratorios de biología para conservar animales muertos para estudiarlos.

Los beneficios de las aplicaciones prácticas de la Química son muy evidentes pues la vida moderna no sería tan cómoda para los humanos si no se contara con la tecnología que proporciona la Química de hoy. Por ejemplo en otras épocas las técnicas químicas se utilizaban para aislar productos naturales y encontrar nuevas formas de utilizarlos; hoy en día se desarrollan técnicas para sintetizar sustancias nuevas mejores que las naturales o que podrían reemplazarlas por completo, con gran ahorro. Hablamos de los plásticos, tejidos, fármacos.

Por otro lado no se puede pasar por alto el significado económico que tiene la Química pues ofrece trabajo a obreros, personal administrativo, técnicos, profesionistas, empresarios, otros.
Una Química mal aplicada en nuestros días puede ocasionar: La bomba atómica, la lluvia ácida, el desgaste de la capa de ozono, la intoxicación por el consumo de alimentos vencidos, el uso indebido o inadecuado de de drogas, alcoholes, pesticidas, fertilizantes sintéticos, funguicidas, los desechos industriales, las sustancias radioactivas, las reacciones causadas por la auto receta de medicamentos, entre otras formas.

La investigación química ha ayudado al hombre a dominar la lucha contra los micro-organismos que propagan las enfermedades entre los animales y plantas. La Química analiza el producto natural para aislar la parte o sustancia con propiedades terapéuticas y la purifica; además las sintetiza.

La evolución científica, refleja directamente en la forma de vida del hombre, y ha logrado conquistas como el campo de la medicina con el uso de radioisótopos en el diagnostico, y en la agricultura al usar plaguicidas, abonos artificiales, reconocimientos de los componentes del suelo, etc.

Pero así como la química ha ayudado a mejorar la vida del hombre, también ha provocado peligros colaterales por el uso indiscriminado y sin control de productos químicos, tanto en el hogar como en la industria y el campo; que se han convertido, junto con sus desechos, en agentes contaminantes del suelo, el aire y el agua .La química tiene su participación en el adelanto tecnológico e industrial que se observa a nivel mundial, al punto que muchos países, como el Japón, han adquirido relevancia económica por manufacturar productos de gran demanda internacional.

Industria Vivimos en una sociedad industrializada en donde una parte significativa de la económica mundial se basa en la industria química; los químicos desarrollan nuevos procesos que aumentan la eficiencia en el abastecimiento de alimentos, materiales de construcción, medicamentos, plásticos, fibras cinéticas, fertilizantes, etc. En la industria se generan productos, tanto de compuestos químicos sintéticos (plásticos, fibras ópticas, entre otros) como en los naturales (madera, metales, entre otros) satisfaciendo así las necesidades del hombre y de la mujer.

La industria textil, por ejemplo, usa muchas de las fibras para la fabricación de tejidos o telas procedentes de animales (lana, seda, pieles, cuero) pero otras vienen del reino vegetal (algodón, lino o hilo, el cáñamo). Las fibras animales y vegetales difieren en su estructura y propiedades. Por ejemplo, las de lana son finas y suaves; en ellas, las pequeñas plaquitas “escamas” superpuestas permiten encerrar el aire, por lo que la lana es un excelente material aislante, y, de ahí su uso protector contra el frío.

Las fibras de seda son higroscópicas (absorben humedad) y son muy útiles para la confección de vestidos (absorben el agua de la transpiración). La seda procede principalmente de China y Japón y se le conoce desde hace más de cinco mil (5000) años. El hilo de seda, como sabemos, se obtiene del gusano de seda.

La química también se refleja en la industria de cosmetología; el uso de los cosméticos, en forma de pinturas para la cara, para el cabello, cremas, polvos, pinturas, es muy antiguo. En la actualidad la fabricación de cosméticos es una industria millonaria en muchos países. Las cremas son fabricadas a partir de aceites (oliva, mineral, de almendra, de aguacate, etc.) o de ceras y grasa (cera de abeja, esperma de ballena, lanolina de la lana de oveja, parafina, etc. Llevan agua (como el agua de rosas) y un emulsificador (bórax y perfume).

En la selección de cosméticos y productos de aseo personal hay que tener presente que los ingredientes usados no necesitan ser exóticos ni costosos para ser efectivos.

Medicina
Desde los lejanos tiempos de la alquimia, la Química ha estado relacionada con el tratamiento de enfermedades.

Sabemos que las primeras sustancias usadas como medicamentos fueron producidos con recursos naturales como hojas, raíces, cortezas y semillas de distintas plantas. Cuando se sabe que algunos de estos productos naturales son eficaces para combatir alguna enfermedad, la química analiza el producto para aislar la parte o la sustancia con propiedades terapéuticas y purificarla. Un ejemplo lo tenemos en la vacuna contra la malaria. Los Incas en el Perú sabían desde mucho antes de la colonización española que podían combatir las fiebres y los escalofríos con una infusión preparada con la corteza del árbol Cinchona. Por supuesto los Incas no sabían que la enfermedad era malaria y tampoco sabían cómo se producía y como se trasmitía. Pero sabían cómo tratarla.

Posteriores estudios en Europa con la corteza del mismo árbol llevaron el descubrimiento de la sustancia que era efectiva contra la malaria, la cual es la quinina. Por muchos años la quinina se obtenía del árbol de la cinchona pero a partir de 1944 se pudo sintetizar químicamente en los laboratorios. Los químicos aislaron la sustancia, la purificaron y mas tarde la sintetizaron. Lo mismo se ha hecho con la procaína o novocaína que tiene las mismas propiedades anestésicas que la cocaína pero que está libre de sus propiedades nocivas como la toxicidad y la tendencia de formar hábito.

La Química no se limita a aislar, purificar y sintetizar sustancias medicinales, a partir de productos naturales o con el modelo de productos naturales, sino que crea nuevas medicinas completamente originales. Paul Ehrlich, científico del siglo XVII preparó cientos de compuestos en búsqueda de un medicamento contra la enfermedad del sueño y luego otra contra la sífilis hasta llegar a obtener éxitos con el famoso salvarsán o compuesto 606, contra la sífilis (el número 606 fue el número de intentos de su búsqueda).
Los problemas relacionados con la medicina son motivo de preocupación para los químicos, y a través de la labor en conjunto del medico y el químico se logra resolver situaciones que afectan la salud del hombre. El químico elabora sustancias que ayudan al medico en el diagnostico y tratamiento de muchas enfermedades. Igualmente el químico elabora medicamentos que sirven para combatir infecciones y controlar enfermedades. El laboratorio clínico y el desempeño de los químicos cada día están ayudando a la medicina a mejorar la calidad de vida, pues ha servido en la lucha contra los microorganismos al descubrir las vacunas, sueros, antibióticos y otros productos para combatirla. En la lucha contra el HIV y diabetes en la fabricación de insulina humana que ayudan a contra restarla.

La radiación de alta energía emitida por el radio (un elemento químico) fue utilizada durante mucho tiempo en el tratamiento del cáncer. Actualmente se usa el cobalto-60 para el tratamiento del cáncer porque emite una radiación con más energía que la que emite el radio y es más barato que este.

Para detectar desórdenes circulatorios de la sangre se utiliza una solución de cloruro sódico (NaCl) que contenga una pequeña cantidad de sodio radiactivo y midiendo la radiación el médico puede saber si la circulación de la sangre es anormal.

Para el estudio de los desórdenes cerebrales se utiliza una tomografía de emisión de protones conocida como PET. Se le administra al paciente una dosis de glucosa (C6H12O6) que contenga una pequeña cantidad de carbono-11 (11C), que es radiactivo y emite positrones, luego se hace un barrido del cerebro para detectar los positrones emitidos por la glucosa radiactiva “marcada”.

Se establecen las diferencias entre la glucosa inyectada y metabolizada por los cerebros normales y los anormales. Por ejemplo, con la técnica PET se ha encontrado que el cerebro de un esquizofrénico metaboliza alrededor de un 20 % de la glucosa que metaboliza un individuo normal. Cuadro #1. Radioisótopos usados en medicina

Arsénico-74 Cobre-64 Radio-226
Astato-211 Estroncio-90 Radón-222
Bismuto-206 Europio-152 Sodio-24
Boro-10 Arsénico-35 Tantalio-182
Boro-11 Hierro-55 Tecnecio-99
Bromo-82 Hierro-59 Tulio-170
Carbono-14 Fósforo-32 Xenón-133
Cerio-144 Itrio-90 Yodo-131
Cesio-137 Litio-6 Yodo-132
Cromo-51 Litio-7 Oro-198
Cobalto-60 Nitrógeno-15

Entre los medicamentos que debemos a la química tenemos las drogas sulfas ( Gerhald Domagk en 1935 descubrió el pigmento Prontosil, efectivo contra infecciones por estreptococos y neumococos) todas las drogas sulfas son derivadas del prontosil; la droga básica en este grupo es la sulfanilamida NH2C6H4SO2NH2. El sulfatiazol es NH2C6H4SO2NHC3H2NS.
Aunque los antibióticos son sustancias químicas producidas por hongos y bacterias, el conocimiento y la aplicación de estas sustancias son también conquistas de la química. Los antibióticos tienen la propiedad de inhibir el crecimiento de gérmenes. La penicilina es el primero de los antibióticos conocidos y mas usados, descubierto por Sir Alexander Fleming en 1929. Otros antibióticos son: Estreptomicina, aureomicina, cloromicetina, terramicina.

Finalmente no podemos olvidar que la presencia de la química en la medicina es muy extensa, e implica además los marcapasos, los plasmas, las prótesis, las dentaduras postizas, botellas de infusiones, jeringuillas, los aparatos de diagnosis, audífonos, gafas, vendajes, tubos, guantes, accesorios y equipos médicos, fármacos, plásticos, entre otros.Actualmente los investigadores químicos ponen todos sus esfuerzos en lograr avances contra algunas de las más extendidas plagas de la humanidad como el cáncer, el SIDA, el Alzheirmenr, la diabetes, enfermedades cardiovasculares, reumas, alergias, etc.

En Panamá, hace sólo un año (2006) se presentó en la Caja de Seguro Social el caso de más de doscientas cincuenta muertes por intoxicación debido el uso de algunos medicamentos, que por equivocación, contenían dietilén glicol en lugar de glicerina como disolvente. Los pacientes tomaron los medicamentos para curarse de resfriado común y terminaron intoxicados. De esta manera vemos la importancia del papel de los análisis químicos y del trabajo de los químicos en la medicina.

Desgraciadamente el precio que se pagó fue muy caro por un error cometido ¿por ignorancia o a conciencia? Aún las autoridades están deslindando el problema.

Ambiente natural
Toda la belleza natural se debe a las reacciones químicas que ocurren en ella. Un ejemplo son los mecanismos por medio del cual se genera el color de las plantas también el estudio de la estructura y composición de la atmósfera.La naturaleza es el mejor laboratorio químico en donde los procesos se dan algunos espontáneamente mientras otros se tardan muchos años en completarse, pero el resultado es la diversidad de seres vivos y de materia inorgánica existente.

El aire y el agua se calientan mediante energía solar, dado lugares vientos y corrientes que producen clima. Junto con los nutrientes de la tierra, estos factores disponen el medio para la vida terrestre y marina.

Hoy en día la atmósfera está contaminada por el aumento de desechos gaseosos de las industrias, los combustibles y el mal manejo de insecticidas y aerosoles; todo esta agregado a la falta de conciencia publica para desarrollar actividades que disminuyan los efectos de los agentes contaminantes.

Un peligro ecológico que esta llamando la atención de los ecologistas, es la llamada “lluvia acida” la cual se debe a la presencia de desechos químicos de sulfuros y otras sustancias acidas, en la atmósfera; por ejemplo, el azufre al combinarse con el oxigeno del aire, origina el dióxido de azufre, la forma gaseosa en la cual llega el azufre procedente de las chimeneas industriales. Al moverse el aire, el gas se combina con el agua del ambiente para formar acido sulfúrico, el cual precipita en asocio con la lluvia, originado la lluvia acida que hace daños irreversibles a los automóviles, edificios, maquinarias, bosques, agua de los ríos, lagos, etc.

Otro problema por contaminación gaseosa esta provocando la disminución de ozono en la atmósfera. El uso de las sustancias llamadas clorofluocarbono, cuyos desechos van hacia el aire, es una de las principales causas de la disminución del ozono en la estratosfera.

Los clorofluocarbono son muy usados en la refrigeración y los aerosoles. Los desechos gaseosos de estos productos atacan al ozono produciendo los llamados “agujeros de ozono” por donde los rayos ultravioleta atraviesan la estratosfera y a llegar a la tierra pueden causar cáncer de piel y otros males. En las regiones polares este proceso ha causado grandes daños a sus ecosistemas.

La tala y quema indiscriminada de los bosques y de los combustibles fósiles es una práctica que altera la cantidad de dióxido de carbono en el aire, provocando olas de calor que afectan directamente al medio ambiente. Este fenómeno llamado “efecto de invernadero”, por el aumento el dióxido de carbono atmosférico causa que se sienta cada vez más calor durante el verano. Además, el efecto de invernadero provoca un calentamiento anormal de la tierra y las consecuencias son grandes inundaciones a causa de la fusión de los hielos polares, sequías en diversas áreas de nuestro planeta que van a convertir tierras fértiles en desiertos, y eventualmente el colapso de la falta de alimentos.

Los desechos industriales y las aguas negras depositadas en los ríos y mares también causan un desequilibrio químico, en donde los peces son los organismos mas afectados.

La contaminación de las aguas puede ser accidental, pero en la mayoría de los casos es consecuencia de la falta de responsabilidad y prevención, de la ignorancia y de la mala costumbre de arrojar la basura al agua. Todo esto trae como consecuencias un efecto negativo sobre la flora y fauna acuática.

La preservación del medio ambiente es uno de los problemas en el que el mundo entero tiene fijada su atención y como estudiante de pensamiento crítico y analítico también debes participar activamente. Y no es para menos luego de tantos problemas ecológicos por desequilibrios químicos que todos causamos. El alto nivel de contaminación del medio ambiente ha llevado a la extinción de unas 85 de especies mamíferas desde 1600 hasta nuestros días. Se calcula que 55 de esas especies desaparecieron en este siglo. Pero así como estas especies nos abandonaron existe un latente peligro de desaparición de unas 30,000 variedades de plantas, algo más del 10% de la vida vegetal, incrementando las áreas desérticas de la Tierra. Este ritmo de destrucción ecológica supera en varios miles de veces al ritmo natural de contaminación.Accidentes como el de Seveso, Italia (1976) de Bhopal, India (1984) o el de Basel (1986) son una muestra dramática de las consecuencias de una Química mal utilizada. Se adiciona a esto el riesgo que existe al manipular, tratar física o químicamente los residuos peligrosos o al disponerlos en confinamientos. Tan sólo medir el uso de los diversos materiales químicos conlleva un riesgo.

Los productos químicos son tantos y tan diversos que casi se hace imposible medir el efecto que tienen o van a tener a mediano y largo plazo en las personas o en el ambiente natural. Un ejemplo fue lo que sucedió en Minamala, Japón, en donde había enfermos desde 1956 con problemas de audición, de la vista, del equilibrio, entre otros, y fue hasta en 1968 que se confirmó que se debía a la intoxicación por metilmercurio. Cientos de personas murieron sin saber la causa de su muerte.




HISTORIA DE LA QUIMICA

El hombre primitivo desarrolló artes técnicas para producir y mantener la llama del fuego; así como también la utilización del mismo para su provecho en la cocción de sus alimentos, en la confección de herramientas valiéndose de la facilidad con que los materiales metálicos (cobre, bronce y hierro) podían fundirse y ser maleables con el calor de la llama. Fabricar armas para su defensa y la cacería, para combatir el frío, elaborar instrumentos de alfarería e instrumentos para realizar su trabajo diario. Excavaciones realizadas en ruinas de ciudades antiguas dan testimonio del uso de utensilios de metales, cerámicas, vidrios, telas, pinturas y perfumes elaborados mediante un conjunto de conocimientos químicos.

Ya desde los tiempos de Noé se hace mención del consumo y los efectos de la más usual de las drogas: el alcohol.

Contribución hicieron los egipcios, griegos, árabes, chinos a la Química
Se cree que la Química se inició en Egipto por el desarrollo tan avanzado que se dio allí de esta ciencia, aunque los procesos eran operaciones aisladas sin que existiera relación alguna entre ellos. En el Egipto arcaico alcanzó un notable desarrollo con colorantes obtenidos de minerales , vegetales y otros .Se obtuvo con limonita arcillosa quemada, el amarillo con ocre terroso compuesto por óxidos de hierro hidratados, el azul a partir de óxido de cobre y el verde, mezclando el amarillo y el azul. Utilizaron el estaño y el cobre para preparar el bronce, fabricaron el acero (3000 años a. C.), fabricaron el vidrio, lo colorearon con óxido de cobalto; fabricaron esmaltes, emplearon el cuero, la lana, el algodón, el lino, teñían las telas con índigo y púrpura; fabricaron jabones, tintas, perfumes, bálsamos, betunes, cosméticos, venenos, drogas embriagantes (opio y una especie de cerveza), entre otros.

Para el año 2000 a. C. Los chinos realizaban trabajos sobre la materia con la tesis de que la materia se constituía de cuatro elementos: Madera, tierra, agua y fuego. Elaboraron una mezcla explosiva, la pólvora mezclando salitre, azufre y carbón,, que emplearon como fuegos artificiales para diversión era la pólvora de “flagrativa", y doscientos años después inventaron la pólvora explosiva. Desarrollaron la artesanía, orfebrería, porcelana, tejidos de seda y algodón, además la metalurgia del hierro zinc y cobre.
Los importantes avances que la metalurgia china se consiguió en fechas muy tempranas en donde desarrollaron la técnica de la copelación (siglo III antes de C.), como procedimiento para el refino del oro y la plata, mediante su aleación con plomo y la oxidación posterior del plomo fundido para separarlo del metal precioso.





Fig. --- Horno de licuación para la separación de la plata del cobre por el plomo, seguido de la copelación de éste, según una lámina del tratado de Sung Ying-Hsing (1637).

Con los griegos, la química práctica sufrió un estancamiento ya que se dedicaron sobre todo a las matemáticas y la filosofía. Tales de Mileto 600 años a.C., pensaba que toda materia procedía del agua, que podía solidificarse en tierra o evaporarse en aire. Tenían la idea de que el universo estaba constituido de cuatro elementos: Aire, agua, fuego y tierra.

Empédocles de Agriento en el año 430 a.C. fue quien dio estos nombres a estos elementos; pero el significado de “elemento” para ellos no era el mismo que el que conocemos hoy. Por ejemplo, el aire para ellos era cualquier gas (hoy sabemos que es una mezcla de gases), así, si el agua hervía se transformaba en aire. Un siglo más tarde, Aristóteles supuso que el cielo constituía un quinto elemento, el éter. Los griegos creían que las substancias de la tierra estaban formadas por las distintas combinaciones de estos elementos en distintas proporciones.Uno de los grandes aportes que hicieron los griegos a la química fue dar el primer paso hacia la explicación de la constitución íntima de la materia:Planteaban la cuestión de si la materia era continua o discontinua, es decir si podía ser dividida y subdividida indefinidamente en un polvo cada vez más fino, o si, al término de este proceso se llegaría a un punto en el que las partículas fuesen indivisibles (Demócrito).Según él, los elementos estaban compuestos por átomos.

Los árabes, aunque no lograron aportar numerosos progresos a la Química de laboratorio y en técnicas de separación y destilación, obtuvieron el alcohol o espíritu de vino, ácidos minerales como el ácido nítrico y el sulfúrico.El real objetivo de ellos era el de producir oro por medio de reacciones catalíticas de ciertos elementos. Ar Razí (Máximo alquimista árabe) escribió un libro sobre las aguas fuertes que según los estudiosos del tema no eran mas que soluciones de sal corrosivas.

Creían que los metales consistían en azufre y mercurio, no propiamente estas sustancias que conocían muy bien, sino más bien el principio del mercurio, que confería la propiedad de fluidez a los metales, y el principio del azufre que convertía en combustibles a las sustancias y corroía a los metales. Las reacciones químicas se explicaban en términos de cambios en las cantidades de esos principios dentro de las sustancias materiales.
Los primeros pensamientos filosóficos hindúes (siglo5 a.C.) planteaban a la naturaleza como una concepción de elementos materiales (fuego, viento, agua, tierra y espacio). China e India poseían grandes recursos de salitre.
Uno de los grandes descubrimientos de los hindúes fue la sal de amoníaco descubierto durante los siglos 1 y 2 d.C. Su importancia se basó en su capacidad de sublimación disociándose en 2 materiales corrosivos, amoníaco y ácido clorhídrico los cuáles atacan fuertemente a los metales.

Yatroquímica
El término alquimia viene derivado del árabe Alkimiya. Sin embargo en Egipto viene de la raíz Kimm que significa negro. Viene a ser, pues, Arte Negro.

La alquimia fue el resultado de la fusión de las teorías que planteaban los griegos con las prácticas experimentales de los egipcios. Los hombres que la practicaron fueron llamados alquimistas y su propósito principal era la de transformar todos los metales en oro y en la consecución de un licor o elixir de la vida para prolongarla indefinidamente. El concepto fundamental de la alquimia procedía de la doctrina aristotélica de que todas las cosas tienden a alcanzar la perfección. Puesto que otros metales eran considerados menos perfectos que el oro, era razonable suponer que la naturaleza formaba oro a partir de esos metales en el interior de la tierra, y, con habilidad y diligencia un artesano podría producir este proceso en su taller.

Los alquimistas medievales, aunque sumergidos en la magia y la charlatanería llegaron a conclusiones algo razonables y verosímiles.

La alquimia comenzó a ponerse de moda en occidente a mediados del siglo 12 cuando trataron de explicar las diversas propiedades de las sustancias atribuyendo dichas propiedades a determinados elementos. Identificaron el mercurio como el elemento que confería propiedades metálicas a las sustancias, y el azufre como el que impartía la propiedad de la combustibilidad.
Desde el punto de vista metodológico se le atribuye a los alquimistas una operación fundamental en química que es pesar: Sus filtros exigían una dosificación minuciosa de los ingredientes que se mezclaban. Así, en sus laboratorios los alquimistas elaboraron lo que mas tarde iba a ser el método cuantitativo.
La alquimia al pasar a Europa, a través de España en el siglo XII, tuvo una gran influencia en el pensamiento medieval y se relacionó al oscurantismo y la magia negra teniendo como objetivo principal encontrar la forma de producir oro.
Sin embargo, después del siglo XV su atención se dirigió más que todo a la medicina.
El principal exponente de la alquimia aplicada en medicina en esta época fue Paracelso quien consideró que el cuerpo humano estaba constituido por sal, azufre y mercurio que representaban respectivamente la tierra, el aire y el agua. Al fuego lo consideraba imponderable o no material. Y que las enfermedades eran consecuencia de una desproporción entre estas tres sustancias. Creía también en la existencia de un elemento por descubrir, común a todos, del cual los cuatro elementos eran simplemente formas derivadas. A este elemento principal de la creación le llamó Alcaesto, y mantenía que si fuera encontrado podría ser la piedra filosofal, la medicina universal y el disolvente irresistible.

Fig.-- Retrato de Paracelso por Rubens

La principal rebelión total contra las ideas tradicionales en la Europa del Renacimiento fue la del médico Theophrastus Bombast von Hohenheim, llamado Paracelso, que vivió durante la primera mitad del siglo 16.
Basándose principalmente en las doctrinas alquimistas, desplazó a un segundo plano la teoría de los cuatro elementos y también la de los cuatro humores orgánicos.
Formuló una visión dinámica del universo, del cuerpo humano y de sus enfermedades fundamentada en las tres "sustancias" alquímicas ("mercurius", "sulphur" y "sal") y en el "arqueo", fuerza vital específica que las ordenaba en el cuerpo del hombre.



Fig.---Grabado de Hans Weiditz (1532) que simboliza los cuatro elementos (agua, aire, tierra y fuego) como componentes del hombre (microcosmos) y del universo (macrocosmos).

Después de Paracelso, los alquimistas de Europa se dividieron en dos grupos: Uno compuesto por alquimistas que se dedicaron intensamente al descubrimiento científico de nuevos compuestos y reacciones los cuales fueron los antecesores legítimos de la Química moderna.

El segundo grupo se inclinó hacia lo visionario y metafísico de la vieja alquimia y desarrolló una práctica basada en la impostura, la magia negra y el fraude de la que se deriva la actual noción de alquimia.

Los tres elementos, mercurio, azufre y sal constituyeron la tria prima de Paracelso que fue el paladín de la yatroquímica. Mientras que la alquimia buscaba la piedra filosofal, la yatroquímica se proponía curar enfermedades.

El sistema yatroquímico, vigente durante la segunda mitad del siglo XVII, asumió las interpretaciones paracelsistas, pero eliminando sus elementos panvitalistas y metafísicos, que sustituyó por el mecanicismo, el atomismo y el método científico inductivo.








Fig.-- Tabla con símbolos empleados en las obras de química de principios del siglo XVIII. Procede del célebre "Curso de Química" de Nicolas Lémery traducido por Félix Palacios (Madrid, 1721).




En la figura--- se observa una Palestra pharmacéutica chymico-galénica (1706) del yatroquímico español Félix Palacios, abierta por una de sus láminas sobre instrumentos de laboratorio y reproducción de su tabla de símbolos.

El último de los yatroquímicos fue Van Helmont, a quien muchos consideraron como el eslabón entre los alquimistas y los químicos modernos. Rechazó tanto las teorías de Paracelso como las de Aristóteles y revivió la vieja teoría de Tales de Mileto que consideraba el agua como elemento primario. Durante la segunda mitad del siglo XVII, Johann Baptist van Helmont realizó importantes investigaciones sobre los gases y las bases, creando el término "gas" y denominando "álcalis" a las lejías.


La teoría del flogisto
La teoría del flogisto, que es enunciado a principios del siglo XVIII, en 1702 por Enest Stahl es considerada como la primera gran teoría de la Química moderna. Afirma que toda sustancia combustible está compuesto de cenizas y Flogisto, siendo esta una sustancia muy inflamable que desaparece durante la combustión, poniéndose de manifiesto por las llamas.

La teoría del flogisto dice que todo material combustible es rico en flogisto el cual se pierde cuando ocurre la combustión del material. Esta teoría marca el gran principio de la química y durante más de 100 años se consideró que era una explicación correcta al proceso de combustión.
La base de esta teoría era la ganancia de peso al arder un metal, pues las cenizas pesaban más que el metal. La reacción es: Metal + calor =====> cenizas + flogisto.

De acuerdo con estas ideas los metales estaban formados por flogisto y la cal correspondiente de modo que cuando se calcinaban el flogisto se desprendía y dejaba libre la cal. Del mismo modo para obtener metal a partir de la cal era necesario añadirle flogisto el cual podía obtenerse de una sustancia rica en este principio, como el carbón por ejemplo. Esto significaba según Stahl, que el flogisto tenía un peso negativo.

La Química se convirtió en una verdadera ciencia a partir del científico francés Antonio Lavoisier (1743-1794). En 1770 realizó una serie de experimentos cuidadosos sobre la combustión, descubriendo que no solo los metales aumentaban de peso al arder sino también otras sustancias. Observó que parte del aire en contacto con el material que ardía se empleaba en su combustión, y que el aumento de peso era igual al peso del aire que desaparecía. Concluyó que el aire estaba formado de dos gases por lo menos y que solo uno de ellos interviene en la combustión.

Su trabajo colocó a la Química en el verdadero rango de ciencia experimental pues para realizar sus experimentos hizo uso de la balanza y demostró experimentalmente que cuando se calienta mercurio con oxígeno se quema el mercurio y se obtiene ceniza. Sus experimentos demostraron que el peso de la masa de la ceniza de mercurio era exactamente igual a la suma de las masas del mercurio y el oxígeno. Además, al someter la ceniza a una temperatura más elevada, se descompuso en mercurio y oxígeno, lo cual corroboró la idea de Lavoisier con respecto a la conservación de la materia.

Con esto llegó a establecer la ley de la Conservación de la materia. Algunos historiadores afirman que puede considerarse como la primera gran teoría de la química moderna. En 1789 publicó El Tratado Elemental de la Química, poniendo a la Química al alcance de todos los hombres.

Derribó la Teoría del Flogisto y fundó la Química moderna. Refutó la teoría del flogisto al dar una explicación correcta del fenómeno de la combustión.

Demostró con una serie de experimentos que el aire contiene un 20% de oxígeno y que la combustión es debida a la combinación de una sustancia combustible con oxígeno. Utilizó la balanza de laboratorio para darle apoyo cuantitativo a su trabajo. Creó las bases de la Química moderna al establecer la noción precisa de la sustancia pura. Definió los elementos como sustancias que no pueden ser descompuestas por medios químicos.

Además preparó el camino para la aceptación de la ley de la Conservación de la masa. Sustituyó el sistema antiguo de nomenclatura usada por los alquimistas por la nomenclatura química racional utilizada hoy en día y ayudó a organizar los elementos en forma periódica.

Después de su muerte en la guillotina (1794) sus colegas continuaron su trabajo estableciendo la química moderna.

A principios del siglo XVIII, el médico Georg Ernst Stahl (1660-1734) siguiendo las ideas de su maestro J.J.Becher (1635-1682), propuso una explicación conjunta de la calcinación de los metales, la combustión de los cuerpos combustibles y la respiración de los animales, basada en la existencia de un "principio de la combustibilidad" que denominó "flogisto". De acuerdo con sus ideas, los metales estaban formados por flogisto y la cal correspondiente, de modo que, cuando se calcinaban, el flogisto se desprendía y dejaba libre la cal.

Del mismo modo, para obtener el metal a partir de la cal, era necesario añadirle flogisto, el cual podía obtenerse a partir de una sustancia rica en este principio, como el carbón, por ejemplo.
¿Qué diferencias hay entre la química moderna y la contemporánea?

Con la actuación del químico inglés Robert Boyle (1627-1691) se inicia una nueva era en la que desaparece casi por completo la alquimia y surge la química como la ciencia que conocemos hoy. Él realizó importantes experimentos sobre las propiedades de los gases, la calcinación de los metales y la distinción entre ácido y álcalis. Formuló la ley que lleva su nombre, según la cual, a temperatura constante, el volumen de una cantidad determinada de gas varía en proporción inversa a la presión que sobre él se ejerza. Descubrió un método para separar el fósforo, preparó hidrógeno mediante la reacción de ácidos sobre limaduras de acero y realizó experimentos con gases. En atención a su intensa y fecunda labor, hay muchos que consideran a Boyle como el fundador de la Química.

Posteriormente el químico sueco Jons Jacob de Berzelius representó los símbolos de los átomos de los elementos por letras o par de letras iniciales.

En el siglo XIX, los avances más sorprendentes de la Química se producen en el área de la Química Orgánica.

Se han preparados muchos compuestos nuevos. Sin embargo, entre los muchos adelantos registrados por la Química en este siglo, hay dos que resaltan por su importancia en el desarrollo de la Química Inorgánica. La introducción de la Tabla Periódica de los Elementos y el descubrimiento del electrón. A finales de este siglo y comienzos del siguiente se trata de explicar la estructura atómica sugiriendo su divisibilidad, contrario a la teoría de John Dalton.

Cabe señalar que hoy en día los científicos se han visto enfrentados a un desconcertante grupo de partículas subatómicas, gracias al estudio de la radioactividad.

Cuando se descompone un neutrón en un protón liberando un electrón (descomposición beta) existe una diminuta porción de masa con la que no se contaba, es debida a la presencia de una partícula llamada Nutrino.

Más tarde se descubrieron los rayos cósmicos que son partículas especiales del tipo de los electrones pesados llamados Muones y Piones o Pi-mesones, que mantienen unidos a los protones y neutrones en el núcleo del átomo.

Los electrones, los muones y los neutrinos son variaciones de una misma partícula llamada Leptón, en tanto que los protones, neutrones y piones son variaciones de una misma partícula llamada Hadrón.

Existe otro tipo de partícula conocida como Bosones, que incluyen las diminutas partículas mensajeras que transitan toda la fuerza cósmica del universo. Los Fotones, por ejemplo, son los bosones que transportan la fuerza electromagnética, y pueden existir partículas llamadas Gravitones, responsables de la fuerza gravitatoria.

Como si esto fuera poco, los científicos están convencidos de que cada partícula tiene una antipartícula, es decir, su imagen reversa invisible, semejante pero en todos los sentidos opuesta. Por cada electrón existe un postitrón invisible de carga positiva.

Por cada quarck existe un antiquarck.

Una importante contribución al progreso tecnológico le corresponde a la Química Orgánica que ha permitido desde la fabricación de plásticos y fibras sintéticas hasta el desarrollo de la Petroquímica. La Agricultura aprovecha pesticidas, fertilizantes y sustancias que estimulan el crecimiento de las plantas. En la industria alimenticia la adición de conservantes y colorantes y el control de la calidad requieren un rigurosísimo control químico.

En el siglo XX un avance importante fue la fundación de la bioquímica que se inició con el análisis de fluidos corporales para después ampliarse en la búsqueda de formas de determinar la naturaleza y función de los componentes celulares (Biología molecular).



¿Cómo la cultura panameña ha demostrado aportes a la Química?

Como quiera que para tener una idea de conjunto que concuerde con los hechos probables o comprobados del pasado histórico de nuestro país en el ámbito de la Química, es necesario establecer una serie de vallas mediante los cuales se puedan separar con cierto rigor los aportes a la química de nuestros antepasados y que Panamá, ha sido influenciada por las diversas inmigraciones tanto de indígenas como de colonizadores y posteriormente, como país de tránsito, por muchas otras culturas.

Los estudios arqueológicos, paleontológicos y antropológicos sirven como testimonio de hechos a falta de información oral y escrita y se consideran como verdaderos, en virtud de que en los restos arqueológicos se pueden verificar mediante procedimientos científicos como la técnica del Carbono 14; la paleontología y la antropología nos permiten deducir el tipo de vida social, costumbres, alimentación y las condiciones peculiares en que cada comunidad se desenvolvió lo cual va a constituir los aportes a la química que de otra manera hubiese permanecido en la penumbra, desconocidos para el hombre de hoy. En este sentido también se puede recoger información en los cantos y narraciones, en las fábulas y leyendas, y en las sentencias y resfranes transmitidos por la tradición, constituyen una valiosa fuente en el estudio de los aportes de la cultura panameña a la Química a través de las épocas .

¿Qué legados ha dejado la Química en la época precolombina, en panamá?

La originalidad de las culturas indígenas en Panamá reside en su manera especial de modelar su propia vida. Sus vestidos y adornos personales constituyen la nota característica que los diferencia. Se reconocen tres grandes áreas culturales primitivas en el istmo de Panamá: La Guaymí, desde la provincia de Coclé hasta los límites con Costa Rica; La Kuna y la Chocó, situadas en la zona este del país. La cultura Kuna presenta dos subdivisiones. La insular, más susceptible a la aculturación y la Continental, que presenta aspectos más primitivos.

Por su parte Samuel Kirland Lothrop, de la universidad de Cambridge explica que en la región de Bocas del Toro existen restos de procedencia azteca y el resto de las otras zonas del istmo fue invadido probablemente por tribus Chibchas. Lo cual significa que el primitivo panameño tuvo que haber procedido de alguna región separada del istmo, que su química, en su fase primaria, no fue en manera alguna un producto original ni especializado, sino la resultante de la coexistencia de elementos étnicos y sociales, que unidos a las particularidades ambientales del istmo se manifestaron luego en sus costumbres. En cuanto a la limpieza, por ejemplo, Lothrop observó que nuestros indios demostraron una gran afición al baño. Durante las celebraciones extraían vino del jugo del maguay para beber.

Se ha hecho el intento de sistematizar las culturas indígenas precolombinas del istmo de Panamá, interviniendo en esta tarea Max Hule, Herbert Spinden y W. Holmes los cuales hicieron hallazgos de un extremo al otro del país, como en la provincia de Chiriquí, decoración plástica en forma de ave, en la provincia de Coclé posibles relaciones con la cultura Chimu del Perú, las investigaciones del Barón Erland Nordenskiold, de las culturas darienitas.

Fred MCkim ha realizado valiosas contribuciones al esclarecimiento de los aportes que nuestros indios kunas han podido hacer a la Química, contribuciones en el campo de la etnografía y la etnología precisando datos de interés en lo relativo a la farmacopea de los kunas, ceremonias religiosas y fúnebres, entre otros, en su publicación titulada “Coral Islands of Panama”.

La doctora Araúz ha sido hasta el presente la que más ha contribuido dentro de nuestros nacionales, al conocimiento de la realidad indígena, pincipalmente de San Blás, en lo que respecta a sus costumbres, ritos, alimentaciones, etc., y sus escritos proporcionan una buena fuente de la aplicación de la química por nuestros indígenas.


¿Qué legados ha dejado la química en la época colonial, en Panamá?

En su último viaje al Nuevo Mundo Colón visitó las costas panameñas en 1502 y en la región del norte de Veraguas fundó la primera colonia española en el istmo. A partir de allí la acción conquistadora en el istmo se incrementa con las potencias imperialistas de Europa en búsqueda de una ruta hacia el reino de las especias. Debido al interés que tenían los conquistadores por obtener las piedras preciosas que poseían nuestros indígenas, muchas veces realizaban trueques o intercambios de los productos que traían como espejos, esencias, especias, colorantes, introducen plantas exóticas que luego emplean los indígenas para obtener medicinas y remedios para sus rituales religiosos.


¿Qué legados ha dejado la química en la época post- colonial y en la época actual, en Panamá?

Después de la época colonial, nuestros indígenas se habituaron al uso de muchos de los productos traídos por los conquistadores, tales como las telas, las chaquiras, el nylon, el uso de especias de origen vegetal como el cilantro, el orégano, el curry, espárragos, cebollas, apio, perejil, tomate, ajos, ajíes, y muchas plantas medicinales introducidas por los europeos.

Aún hoy en día el empleo de plantas medicinales y sus diversas aplicaciones adquiere una mayor importancia en las comunidades indígenas y rurales de nuestras provincias, en donde se siguen usando, por ser baratas, a diferencia de la droga patentada, que es costosa par el presupuesto familiar.

Rutilio Paredes y Heradio Herrera (1998) en su Guía Interpretativa de Plantas Medicinales INAIGAR, ofrecen el uso de las plantas medicinales kunas y sus diversas aplicaciones para el cuidado de la salud.

El ingeniero químico, Don Guillermo Patterson, realizó muchos escritos y conferencias así como investigaciones científicas que dieron a conocer a Panamá entre las décadas 40, 50 y 60 Entre sus actividades destacadas que tienen que ver con la Química:.

- Es ell primer panameño que enseñó química en una universidad estadounidense, como Profesor Asistente de Química-física, Electro-Química, y Química Analítica.

- El primer panameño en ser admitido a sociedades científicas estadounidenses como The American Association for the Advancemente of Science, The American Chemical Society, American Public Health Association, etc.


- Organizó y estableció el Laboratorio Químico del Instituto Nacional de Panamá sobre bases modernas e introdujo en Panamá el Método Científico.

- El primer panameño que ha escrito varios libros de Texto de Química.










II bimestre
Plan Bimestral del II Bimestre 2007.
I. La materia y energía A- Cambios que sufren la materia en sus tres estados ordinarios
A.1-Cambios Físicos A.1-Cambios de estados de la materia. A.1.1- Implicación de los cambios de estados de la materia par el estudio de la misma. A.1.1.1-Procesos involucrados. A.1.2Aplicacion de los cambios de estado de la materia par el estudio de la misma. A.1.2.1Procesos involucrados. B.Cambios que sufre la materia. B.1-Implicaciones de los cambios que sufre La energía. B.2Aplicaciones de los cambios de energía.
II. La materia según su constitución.
A- La materia y su organismo interna.
A.1-Constituvcion interna de la materia
A.1.2-Los trabajos de Dalton.
A.2-La estructura interna del átomo y las partículas subatómicas
A.2.1-Modelos que explican la estructura del átomo.
B-El numero atómico y el número de masa de un elemento.
B.1-Calculos para determinar el número atómico y el número másico de un elemento.
C-Los isotopos y sus implicaciones y aplicaciones
C.1-Isotopos radiactivos
D- Distribución electrónica de los elementos
D.1-Leyes y principios para la distribución delos elementos
E-Los números cuánticos
E.1-Numeros cuántico principal
E.1.2-Numeros cuánticos secundarios
E.1.3-Numeros cuánticos magnéticos
E.1.4-Numeros cuántico del spin del electrón
F-Niveles y subniveles de energía dentro de un átomo
G-Orbitales atómicos y orbitarles moleculares
III La materia según su complejidad.
A- Estado de la materia Extraordinaria
A.1-Condensado Bose-Einstein
A.1.1-Propiedades y características.
A.2-Estado superfluido ESO
A.2.1-Propiedades y características
A.3-Estados Fermiónico
A.3.1-Propiedades y Características
B-Estados de la materia Ordinaria
B.1Estado solido
B.1.1-Propiedades y características
B.2- Estado liquido
B.2.1-Propiedades y características
B.3-Estado Gaseoso
B.3.1-Propiedades y características

VI La clasificación de la materia.
A-Los compuestos físicos o mesclas homogéneas
Y heterogéneas.
A.1 Las soluciones
A.2-Las suspensiones
A.3-Los coloides
A.4-Las emulsiones
A.5- Los soles
A.6-Las espumas
A.7-Los geles
B. Los compuestos químicos.
B.1- Las sales
B.1.1-Tipos, propiedades y características
B.2-Los óxidos
B.2.1-Tipos, propiedades y características
B.3- Los ácidos
B.3.1-Tipos, propiedades y características
B.4-Las bases
B.4.1- Tipos, propiedades y características
C-Los elementos químicos
C.1-Abundancia de los elementos de la naturaleza
C.2-Nomenclatura de los elementos
C.2.1-En estado libre
C.2.2-Combinados con otros elementos (formando aniones y
Cationes)
C.2.2.1-A agrupación de los elementos según su característica
Y propiedades
C.2.2.1.1-Metales, metaloides, no metales
C.2.2.1.2-Alcalinos, alcalinotérreos, elementos de transición,
Elementos de transición interna, familia del boro, familia del
Nitrógeno, familia del oxigeno, familia del oxigeno,
Halógenos y gases nobles.
C.2.2.1.3-Elementos sólidos, líquidos y gaseosos
C.2.2.2-Valencia y estado de oxidación de los elementos
Químicos.
C.2.2.2.1- En estado o formado arte de aniones y cationes.





I. La materia y la energía
La Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Las transformaciones de la Energía tienen lugar en la alimentación de los seres vivos, en la dinámica de nuestra atmósfera y en la evolución del Universo.
Todos los procesos naturales que acontecen en la materia pueden describirse en función de las transformaciones energéticas que tienen lugar en ella.
El estado físico de los cuerpos desde el punto de vista clásico, es: sólido, líquido y gaseoso.


Figura 3. Estados de la materia. El cambio de estado recibe los nombres que señala el diagrama. Los estados son tres: sólido,
líquido y gaseoso.


En el estado sólido la materia tiene un volumen determinado y una forma fija; en el líquido tiene también volumen fijo pero no así una forma determinada y en el estado gaseoso no tiene volumen fijo ni forma determinada.

Los gases son menos densos que los sólidos y que los líquidos. De manera muy general, el contraste de densidades entre sólidos y líquidos es bajo, permitiendo afirmar que sus densidades son relativamente iguales. Los cambios de fase entre los diferentes estados son los de la figura 3.



2.1.1 Conceptos Antiguos sobre la materia. Tales de Milete (Grecia, 640 a 547 A. C.), tomaba como pieza angular de la materia el agua. Demócrito de Abdera (Tracia, 460 357 aC.), decía que lo único eterno e inmutable era la materia, susceptible de descomponerse en corpúsculos indivisibles llamados átomos.

Aristóteles de Estagira (384 a 322 A. C.), propuso un esquema tan perfecto que, aunque permitió el desarrollo de la ciencia en su momento, paradójicamente la retardó hasta el siglo XVII, cuando irrumpieron los alquimistas.



Figura 4. Los elementos aristotélicos: en mayúscula los 4 elementos y en minúscula las propiedades que se unen para formarlos. Adaptado de Química, J. De Dios Martínez.



Según Aristóteles la materia puede tener las siguientes propiedades: fría o caliente y húmeda o seca; en ninguna pareja de estados hay estados intermedios; si unimos dos de estas propiedades podemos obtener los cuatro elementos básicos de la materia, así: de frío y húmedo el agua, de caliente y seco el fuego, de caliente y húmedo el aire, y de frío y seco la tierra. La quinta esencia, o el éter, será el quinto elemento, propio del reino exterior donde está lo inmutable.

Aunque no eran claros los conceptos de gravedad y densidad para explicar la caída y flotación de los cuerpos, se procedía a decir que la tendencia de la Tierra era a desalojar el elemento agua y a su vez el agua al elemento aire. El aire estaría siempre por encima de los tres elementos restantes por tener mayor levedad que ellos, pero por debajo del fuego. De esta manera los cuerpos con mucha gravedad se precipitaban en los fluidos y los cuerpos con mucha levedad flotaban en ellos.

Cuando el método inductivo se impone sobre el método deductivo y la comprobación sobre la demostración (siglo XVII), la ciencia despega nuevamente en lo que se conoce con el nombre de El Renacimiento, cuyo máximo exponente es Galileo Galilei (1564-1642), fundador de la ciencia moderna.



2.1.2 Conceptos actuales sobre la materia. Según Albert Einstein (1879-1955), en su teoría de la Relatividad, materia y energía son dos aspectos de una misma cosa; este concepto permite comprender mejor que el átomo es divisible. Las partículas elementales, que lo constituyen todo, clasificadas por sus interacciones, son 24 con sus correspondientes antipartículas: seis leptones (electrón, tau, muón y sus correspondientes neutrinos), seis quarks (arriba, abajo, cima, fondo, extraño y encantado) y doce bosones (gravitón, fotón, ocho gluones, y las partículas Z y W). Estas partículas elementales tienen masa, excepto el fotón y el gravitón.

Existen cuatro fuerzas fundamentales en la naturaleza: la gravedad asociada a los gravitones, es de enorme alcance y actúa en una sola dirección - es la más tenue -; la electromagnética asociada a los fotones, es de gran alcance y actúa en dos direcciones; la interacción fuerte asociada a los gluones, es de corto alcance, liga al núcleo atómico y supera en dos órdenes a la fuerza electromagnética; la interacción débil asociada a las partículas Z y W, es la tercera en intensidad y de corto alcance, y explica la radioactividad.

Análisis cada vez más detallados ponen de manifiesto que las diferentes fuerzas de la naturaleza son en realidad manifestaciones de muy pocas -tal vez una- fuerzas fundamentales. Todas las interacciones conocidas pueden reducirse en último término a las cuatro formas señaladas.
Cuadro 1. Las fuerzas de la naturaleza.



1. Electromagnetismo
(Fza Eléctr. y Fza Magnét. Maxwell, 1860)

2. Fuerza nuclear débil
Fuerza Electrodébil
Para dos fuerzas
(Weinberg, Salam 1967)



Teoría de la Gran Unificación (1980)
para tres fuerzas




Teoría de la
Súper Unificación
para las cuatro fuerzas
3. Fuerza nuclear fuerte
4. Gravedad



El electromagnetismo y la fuerza nuclear débil, si bien difieren mucho en su modo de actuación, son en realidad dos aspectos de una misma fuerza electrodébil unificada. Resultados recientes parecen indicar que la fuerza nuclear fuerte, también de carácter muy distinto, puede incluirse a su vez en este esquema en una teoría de gran unificación (GUT), faltaría sólo incorporar la gravedad, como se muestra en el siguiente esquema.

Los quarks forman protones y neutrones. La tercera fuerza explica la unidad de los protones en el núcleo atómico mientras la segunda fuerza explica cómo el núcleo captura a los electrones (las cargas iguales se repelen y las cargas contrarias se atraen). El electrón, el protón y el neutrón tienen masa; en el electrón la carga es 1, en el protón es +1 y en el neutrón es 0. La masa del protón, similar a la del neutrón, es 1840 veces la del electrón.

La materia se compone de átomos, éstos de electrones, protones y neutrones. Los átomos son la unidad más pequeña de un elemento y poseen masa y carga eléctrica. En el átomo normal el número de electrones y protones es igual. Un ion es un átomo desequilibrado por la vía de los electrones; si es de carga positiva recibe el nombre de catión, pero si ella es negativa, será anión. Un isótopo es una forma alterna de elementos y se produce desequilibrando un átomo por la vía de los neutrones. En el hidrógeno no hay neutrones; en los átomos de elementos livianos, el número de neutrones y protones es igual; en los pesados el número de neutrones supera al de protones.

Los elementos se combinan para formar compuestos. En estado natural, conocemos 92 clases de elementos (del hidrógeno al uranio), los demás son artificiales; en estado ambiente solamente dos elementos son líquidos (bromo y mercurio). Los compuestos son combinaciones de átomos de elementos, y la molécula es la unidad más pequeña de un compuesto. Los elementos más allá del uranio son artificiales

¿Qué es energía?
La energía de cualquier sistema, ya sea físico, químico o nuclear, se manifiesta por su capacidad de realizar trabajo o liberar calor o radiación. En otras palabras, un sistema tiene energía si puede hacer trabajar una máquina. La energía total de un sistema siempre se conserva, pero puede transferirse a otro sistema o convertirse de una forma a otra.
Fuentes de generación de energía eléctrica:
Nuclear: energía liberada durante la fisión o fusión de núcleos atómicos. Las cantidades de energía que pueden obtenerse mediante procesos nucleares son muy altas y se aprovechan en los reactores nucleares para producir electricidad.
Hidroeléctrica: energía que se obtiene de la caída del agua desde cierta altura a un nivel inferior, lo que provoca el movimiento de turbinas, responsables de producir electricidad. La hidroelectricidad es un recurso natural disponible en las zonas que presentan suficiente cantidad de agua.
Eólica: energía producida por el viento, la cual se utiliza para mover molinos que generan electricidad.
Geotérmica: el calor interior de la Tierra es fuente de energía geotérmica, la cual se utiliza en generación de energía eléctrica, en calefacción o en procesos de secado industrial.
Solar: energía radiante producida en el Sol como resultado de reacciones nucleares de fusión. Llega a la Tierra a través del espacio en cuantos de energía llamados fotones. Esta energía se aprovecha por medio de paneles solares con foto celdas para producir electricidad.
Combustión: los procesos de combustión liberan energía (casi siempre en forma de calor), que se aprovecha en los procesos industriales para obtener fuerza motriz o para la iluminación y calefacción domésticas.
Biomasa: la energía de la biomasa es utilizada principalmente para la producción de biogas, la generación de energía térmica para el secado de productos agrícolas y madera, y de electricidad mediante la quema de residuos.
Baterías: aparato que transforma la energía química en eléctrica, y consiste en dos o más pilas eléctricas conectadas en serie o en paralelo.
Química: las reacciones químicas y las corrientes eléctricas se relacionan por la electroquímica, que es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.


La utilidad de la energía se manifiesta en que, gracias a ella, el ser humano puede realizar procesos y trabajos que le garanticen la supervivencia a la cabeza de las otras especies animales, la comodidad y el dominio que ha venido ejerciendo, por largo tiempo, sobre el medio natural.
Cualquier forma de energía se transforma en otra porque "la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma". A este fenómeno se le denomina "LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA".

FUENTES Y TIPOS DE ENERGÍA
Las fuentes de energía son aquellas que brindan la energía como productor original, o sea, producen la energía directamente, pero siempre cumpliendo con la ley de conservación de la energía.
Como fuentes de energía se pueden mencionar: sol, viento, carbón , petróleo, caídas de agua, desechos orgánicos, átomos, olas del mar, reacciones químicas, sonido, entre otras.
Los tipos de energía son aquellos que identifican la forma en que se manifiesta la energía. Entre los distintos tipos de energía se destacan la solar, la atómica o nuclear, la hidráulica, la química, la eléctrica, la eólica, la mecánica (cinética y potencial) y la térmica.
Con respecto a la energía procedente del Sol, cabe señalar que cada punto de su superficie emite radiaciones electromagnéticas al espacio, y que estas radiaciones son tanto luminosas como invisibles. Cuando estas radiaciones llegan a la Tierra, su intensidad ha disminuido en unas 500 mil veces. A pesar de ello, casi toda la energía que se puede aprovechar en la Tierra proviene del Sol.
Gran parte de la energía eléctrica con que cuenta el ser humano se debe a la evaporación del agua producida por el Sol, y a su posterior precipitación. Este ciclo natural permite mantener llenos los embalses que producen energía hidroeléctrica. Sin embargo, la energía proveniente del agua, o energía hidráulica, no se emplea solamente en la producción de electricidad. A veces se utiliza también para imprimir movimiento a la maquinaria de una fábrica, por medio de una caída o salto de agua, o para mover un molino de agua.
La energía que es absorbida o liberada como resultado de una reacción química, se denomina energía química. Los alimentos, las pilas eléctricas y los explosivos contienen este tipo de energía.
La energía del aire se conoce como energía eólica. Es un tipo de energía cinética que hace funcionar los molinos de viento, las veletas y los aerogeneradores. Un problema en el uso de la energía eólica reside en el carácter fluctuante de las corrientes de viento, por lo que no se puede asegurar un suministro regular.
La energía nuclear es aquella que mantiene unidas las partículas de los núcleos atómicos. Por medio de los procesos de fusión y fisión, se liberan grandes cantidades de energía.
El calor que produce la combustión en las máquinas térmicas de hulla, gas natural, petróleo y otros combustibles, se manifiesta como energía térmica. El calor como tal no se considera un tipo de energía en sí, sino una energía en tránsito, o sea, una energía que pasa de un cuerpo a otro.
FUENTES Y TIPOS DE ENERGÍA
Sol Solar Luminosa y calor Calor y luz
Viento Eólica Mecánica, eléctrica Movimiento y electricidad
Carbón, petróleo, gas natural De combustión de fósiles Luminosa, química, eléctrica y calor. Calor, luz y reacción química
Caídas de agua Hidráulica Mecánica (potencial y cinética) Movimiento
Desechos orgánicos Biomásica Lumínica y calor Calor y luz
Calor de la Tierra Geotérmica Eléctrica Electricidad
Átomos Nuclear y atómica Eléctrica Electricidad
Olas del mar Marítima Mecánica Movimiento
Reacciones químicas Química Química, eléctrica y calor. Reacción química y electricidad
Sonido Sonora Mecánica y sonora Movimiento y sonido
RECURSOS RENOVABLES Y AGOTABLES
Existen recursos energéticos como el agua, el Sol y el viento que, al existir en grandes cantidades, difícilmente podrían agotarse. Estos recursos se llaman renovables.
Por otra parte, están aquellas fuentes de energía perecederos, como el carbón y el petróleo, que en algún momento tendrán que acabarse sin que puedan ser renovadas. Estos recursos se denominan agotables o no renovables.
Costa Rica es un país privilegiado en cuanto a fuentes de energía, principalmente por sus recursos hídricos. En Centro América se ha destacado como el primer productor de energía hidroeléctrico. Con el mismo fin, en Costa Rica se explota el vapor que emana de los volcanes para producir energía geotérmica, es decir, la energía térmica que proviene del interior de la Tierra.
ENERGÍA ELÉCTRICA, CALOR Y CIRCUITOS ELÉCTRICOS
La materia en sí no contiene calor, lo que contiene es energía. El calor representa la energía transferida de un cuerpo con mayor temperatura a otro con menor temperatura. Concluida la transferencia, la energía deja de ser calor y pasa a ser energía interna.
La energía eléctrica es aquella que permite la traslación de electrones dentro de un conductor, o sea, la presencia de corriente eléctrica en un circuito eléctrico.
Los circuitos eléctricos son un conjunto de elementos como las resistencias y las pilas que integran un camino para la corriente eléctrica, con lo que se logra transformar energía eléctrica en calor o en energía luminosa.
La resistencia puede ser un elemento como un bombillo, el disco de la cocina eléctrica, el radio, el televisor o cualquier elemento que requiera de electricidad para funcionar.
Los circuitos eléctricos se pueden formar de dos maneras: circuitos en serie y circuitos en paralelo. Su nombre depende de cómo se acomoden los elementos con respecto a la fuente.
Circuitos en serie: aquellos en que la misma corriente eléctrica pasa por todos los elementos del circuito. El esquema indica como acomodar esos elementos para que esto ocurra. Circuito en paralelo: aquellos en que la corriente eléctrica se divide a su paso por el circuito, para alimentar los diferentes elementos que lo componen.

En la vida cotidiana observamos estos circuitos en las instalaciones eléctricas domésticas. La conexión entre los bombillos de una misma habitación está en paralelo, de manera que si un bombillo se "quema", los demás quedan encendidos. Pero entre el interruptor y los bombillos el circuito es en serie, de manera que si se "apaga" la luz se interrumpe el fluido eléctrico y los bombillos se apagan todos juntos.
Los cables eléctricos y las resistencias deben ser de materiales que sean buenos conductores como: oro, plata, cobre, aluminio, bronce, entre otros. Estos son materiales que presentan poca resistencia. Los que se utilizan para hacer los bombillos eléctricos deben tener alta resistencia para que se pongan incandescentes y alumbren. El mejor de ellos para este fin es el tungsteno.
Otros materiales son pésimos conductores, ya que no permiten el paso de la electricidad. Entre ellos se puede mencionar: plástico, hule, madera, caucho, poliestireno y porcelana.





PRODUCCIÓN DE ENERGÍA EN COSTA RICA
Costa Rica cuenta con valiosísimos recursos en este campo, que le facilitan la obtención de energía para las diversas labores de nuestras comunidades y del país en general.
Tipos de energía que se producen en Costa Rica y su ubicación geográfica
Térmica (T) Solar (S) Hidroeléctrica (H) Eólica (E) Geotérmica (G)
Moín, Limón
Barranca, Puntarenas
Colima, Tibás.
San Antonio, Heredia Bahía Wafer, Parque Nacional Isla del Coco
Reserva Indígena Taimí, Valle La Estrella, Limón
Pacuare, Siquirres, Limón
Altos de Conté, Puntarenas
Toro I y II Río Toro y Río Claro en Alajuela
Pirris, León Cortes y Tarrazú
Peñas Blancas, San Ramón y San Carlos de Alajuela
Boruca, Pérez Zeledón
La Garita, Alajuela Río Macho, Cartago Cachi
Tapantí
Complejo Arenal, constituidos por Plantas Arenal, Corobicí y Sandillal
Angostura, Turrialba Tejona, Tilarán Miravalles, Guanacaste
Tenorio, Guanacaste


1. Energía mecánica (potencial elástica y cinética)
Objetivo: determinar la transformación de energía potencial elástica en energía cinética y viceversa.
Materiales: Resorte, soporte para que cuelgue el resorte, masa que se pueda colgar en el resorte, un metro.
Metodología: Todas las medidas que realice y observaciones importantes que tenga, anótelas en su cuaderno. Coloque el soporte sobre una mesa y cuelgue el resorte de manera que este quede vertical. Mida el largo del resorte en su posición de equilibrio. Cuelgue del resorte la masa y mida de nuevo el largo del resorte. Estire el resorte con la masa unos cinco centímetros y deje la masa oscilar. Este atento a la posición en la cual la masa se devuelve y en cada oscilación. Anote todos sus datos en su cuaderno.
Resultados: haga una tabla en la cual anote los valores de la posición de la masa en el momento en que se devuelve en cada oscilación.
Conducción de calor.
Objetivo: Determinar cuales son los materiales que mejor conducen el calor.
Materiales: barras o cucharas de diferentes materiales pero todas iguales, una barra de mantequilla, unos confites pequeños, un recipiente resistente al calor, agua caliente.
Metodología: Coloque pequeñas porciones de mantequilla en los extremos superiores de las barras o de las cucharas. Colóquelas en el recipiente y luego coloque el agua caliente dentro de él, cuidado de no quemarse.
Resultados: Haga una tabla en la cual indique cada uno de los materiales de los que están hechas las cucharas o las barras y anote a cuál material se le cayó primero el confite.
Manifestaciones de la energía.
Objetivo: Identificar algunas de las manifestaciones de la energía.
Materiales: caja de fósforos, resorte de cuaderno, empaque cilíndrico de película de 35 mm, cuadro de papel de construcción, hoja de papel, regla de plástico, una candela y un gramo de limaduras de hierro.
Metodología: coloque el resorte de cuaderno dentro del empaque cilíndrico, comprímalo y tape el empaque. Luego, destápelo y observe como se comporta el resorte. Encienda la vela con un fósforo, péguela en un cuadro de papel de construcción con unas gotas de parafina derretida. Tome una pizca de limaduras de hierro y espolvoréelas sobre la llama. Observe lo que sucede. Recorte pedacitos de papel, déjelos sobre la mesa. Friccione la regla de plástico sobre su cabello y rápidamente acérquela a los trocitos de papel y observe lo que sucede. Friccione de nuevo la regla de plástico sobre su cabello y acérquela a su brazo, observe lo que sucede a los "bellos" de su brazo.
Conductores eléctricos.
Objetivo: Determinar cuales materiales son buenos conductores eléctricos.
Materiales: trozos de cable conductor con los extremos "pelados", un bombillo colocado sobre un soporte o "soquet", trozo de hule, trozo de madera, trozo de aluminio, trozo de grafito (se puede obtener de la parte interna de un lápiz), trozo de tela de algodón, y otros materiales que se quieran probar si conducen, un enchufe.
Metodología: Forme un circuito con el enchufe y dos de los cables de cobre, pegue uno de los extremos de ese cable a la base del bombillo, la otra conexión del bombillo debe colocarle un alambre suelto. Verifique que los extremos abiertos de los cables estén pelados. Entre estos extremos coloque los materiales que serán probados y luego enchufe a un tomacorriente.

II. La materia según su constitución.
ESTRUCTURA INTERNA DE LA MATERIA.
1. Primeros modelos del átomo
2.-Naturaleza de la luz. . Radiación del cuerpo negro, hipótesis de Planck.
3.-Efecto fotoeléctrico.
4.-Espectro atómico de hidrógeno.
5.-Modelo de Bohr.
6.-Dualidad onda-partícula .Hipótesis de de Broglie.
7.-Principio de incertidumbre de Heisemberg.
8.-Modelo mecano-cuántico. Ecuación de Schrödinger
9.-Números cuánticos
10.-Orbitales atómicos.
11.-Sistema periódico y configuración electrónica
1.-Primeros modelos del átomo.
Dalton (s .XIX) supuso que la materia estaba formada por partículas infinitamente pequeñas, indivisibles e inalterables, a las que llamó átomos. Los postulados de su teoría atómica son:
• Un elemento está constituido por átomos de la misma clase, todas idénticas en masa y propiedades.
• Un compuesto está constituido por átomos de clase diferente, correspondientes a los elementos que lo forman. La relación numérica entre los átomos de clase diferente que forman el compuesto es constante.
• En una reacción química, los átomos no cambian, sólo se agrupan de modo distinto a como estaban, originando así otras sustancias.
Esto cumple la ley de la conservación de la masa, ya que si los átomos que había sólo intercambian sus posiciones, no puede haber variación de la masa.
Modelo atómico de Thompson: a lo largo del siglo XIX fueron realizándose experimentos que sugerían que la teoría atómica de Dalton estaba equivocada, y que el átomo era divisible. La confirmación de que el átomo era divisible vino del estudio de descargas eléctricas en los tubos de vacío, pues se observó una fluorescencia en la pared del tubo opuesta al cátodo (-), y se supuso que era producida por una radiación invisible que salía de éste (rayos catódicos). Pronto se supo que los rayos catódicos estaban constituidos de partículas cargadas negativamente.
En 1891 Thompson, al medir la relación carga/masa de dichas partículas, encontró un valor más de 1000veces superior que los ya conocidos para los iones. Thompson entonces pensó que los componentes de estos rayos no eran átomos con carga, sino partículas nuevas resultantes de la fragmentación del átomo: electrones.
El modelo de Thompson considera el átomo como una esfera material de electricidad positiva, dentro de la cual se encuentran los electrones en número suficiente para que el conjunto resulte neutro. (Simil: Sandía).
Modelo de Rutherford:
En 1911 Rutherford descubrió que el átomo tenía un núcleo central en el cual se hallaba concentrada la totalidad de la carga positiva.
Rutherford llegó a esta conclusión mientras investigaba la difusión de partículas alfa (núcleos de helio, He) en la materia. Rutherford estudió la dispersión (Variación que sufren las constantes físicas de un haz corpuscular u ondulatorio al atravesar un medio, debido a su interacción con las partículas que lo constituyen) de las partículas en láminas metálicas delgadas, y encontró que algunas de ellas se desviaban con un ángulo superior a 90º, lo que era inexplicable según el modelo de Thomson. Estas grandes desviaciones de las partículas sólo se podían explicar por un choque contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva. Esto hizo suponer a Rutherford que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde residía, además, la casi totalidad de la masa: el núcleo. Además, los datos que tenía, hacían suponer que el núcleo era 10.000 veces menor que el, por lo que éste era prácticamente hueco.

Figura 1.1. Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte del espacio de un átomo está casi “vacío” ya que sólo está ocupado por livianos electrones. Toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en su centro, en un núcleo muy denso y pequeño. La mayoría de las partículas a con carga positiva (a) atraviesan el átomo por el espacio desocupado sin experimentar desviaciones. Algunas (b) se acercan a los núcleos y se desvían al ser repelidas por su carga positiva. Sólo unas pocas llegan a acertar (c) en un núcleo y salen despedidas hacia atrás.


Así el modelo atómico de Rutherford dice:
La carga positiva del átomo está concentrada en un núcleo de tamaño reducido, mientras que la carga negativa, que se mueve alrededor del núcleo, queda distribuida dentro de una esfera cuyo radio es el radio atómico, y en cuyo centro se sitúa el núcleo positivo.
Sin embargo este modelo tuvo que abandonarse por ciertos motivos:
•No estaba de acuerdo con las leyes electromagnéticas clásicas, ya que estas afirmaban que toda partícula que se mueve pierde energía, por tanto los electrones acabarían precipitándose al núcleo.
• No explicaba la existencia de los espectros atómicos. (Que estudiaremos a continuación).
2.- Naturaleza de la luz. Radiación del cuerpo negro, hipótesis de Planck. Efecto fotoeléctrico.
Newton, a finales del siglo XVII, sostuvo que la luz estaba compuesta por partículas, diferentes según el color, y que ``rebotaban'' en un espejo logrando así explicar porqué los ángulos de incidencia y reflexión eran los mismos. Parece ser que la propagación rectilínea de la luz tuvo mucho que ver con esta posición.
Además lograba explicar la refracción sobre la superficie de dos medios diferentes usando también una teoría corpuscular.
Christian Huygens en el año 1678, describe y explica lo que hoy se considera como leyes de reflexión y refracción. Define a la luz como un movimiento ondulatorio semejante al que se produce con el sonido.
Propuso el modelo ondulatorio, en el que se defendía que la luz no era más que una perturbación ondulatoria, parecida al sonido, y de tipo mecánico pues necesitaba un medio material para propagarse.
Hertz, en 1888, logró producir ondas por medios exclusivamente eléctricos y, a su vez, demostrar que estas ondas poseen todas las características de la luz visible, con la única diferencia de que las longitudes de sus ondas son manifiestamente mayores. Ello, deja en evidencia que las ondas eléctricas se dejan refractar, reflejar y polarizar, y que su velocidad de propagación es igual a la de la luz. Las investigaciones de Maxwell y Hertz trajeron con ellas importantes consecuencias teóricas. Todas las radiaciones se revelaron de la misma índole física, diferenciándose solamente en la longitud de onda en la cual se producen. Su escala comienza con las largas ondas hertzianas y, pasando por la luz visible, se llegan a la de los rayos ultravioletas, los rayos X, los radiactivos, y los rayos cósmicos.
Pero no obstante a finales del siglo XX surge uno de los fenómenos más complejos y enrevesados estudiados entonces: la radiación del cuerpo negro: un sistema ideal que absorbe toda la radiación que incide sobre él.
Estos cuerpos al irse calentando van encontrando un equilibrio de radiación en el cual, a mayor temperatura, el cuerpo emite a su vez más radiación. Además al irse calentando el cuerpo aumenta la cantidad de energía radiada (de acuerdo con la ley de Stefan-Boltzmann) y la concentración de la energía se desplaza hacia longitudes de ondas más cortas. Una gráfica de la distribución espectral de la radiación de un cuerpo negro puede verse en la figura.


Hipótesis de Plank.
En 1900 el físico alemán, Max Planck afirmó que realizando una inusitada modificación de los cálculos clásicos, e introduciendo una hipótesis nueva y singularmente extraña, había encontrado una distribución espectral que explicaba perfectamente los datos experimentales.
Esta ``sorprendente hipótesis'' era que la energía emitida y absorbida por el cuerpo no era continua, es decir, el cuerpo no podía tomar o dejar cualquier valor de ésta, sino discreta y además, proporcional a la frecuencia. Es decir: E=h_
Donde h es la constante de proporcionalidad, de valor y conocida actualmente como constante de
Planck. (h= 6.63.10-34 J.s).
Y donde / = frecuencia de la radiación en s-1
La radiación electromagnética se emite en ``paquetes'' de energía o fotones cuyo valor energético es:
E=nh_
3.-Efecto fotoeléctrico.
Una placa de zinc recién pulida, cargada negativamente, pierde su carga si se la expone a la luz ultravioleta. Este fenómeno se llama efecto fotoeléctrico.
En 1905, para tratar de explicar el mecanismo del efecto fotoeléctrico externo, Albert Einstein sugirió que podría considerarse que la luz se comporta en determinados casos como una partícula, y que la energía de cada partícula luminosa, o fotón, sólo depende de la frecuencia de la luz.
Si el fotón tiene la suficiente energía, el electrón es expulsado del metal. La teoría de Einstein explicaba muchas características del efecto fotoeléctrico externo, como por ejemplo el hecho de que la energía máxima de los electrones expulsados sea independiente de la intensidad de la luz. (nº de fotones).
Para que los electrones puedan ser arrancados del metal la frecuencia de la radiación ha de ser mayor que la frecuencia umbral de los electrones adheridos al metal.
La luz estaría formada por FOTONES (partículas luminosas) E= hv.
Por tanto:
E cinética máxima del electrón desprendido = h (v – vo)

4.-Espectro atómico de hidrógeno.
Todos los cuerpos emiten energía a ciertas temperaturas. El espectro de la radiación energética emitida es su espectro de emisión. Todos los cuerpos no tienen el mismo espectro de emisión. Esto es, hay cuerpos que emiten en el infrarrojo, por ejemplo, y otros cuerpos no.
En realidad, cada uno de los elementos químicos tiene su propio espectro de emisión. Y esto sirve para identificarlo y conocer de su existencia en objetos lejanos, inaccesibles para nosotros, como son las estrellas.
Así, el sodio tiene su característico espectro de emisión, lo mismo que el calcio, o que el hidrógeno, etc.


En 1885 Johann Balmer descubrió una ecuación que describe la emisión y absorción del espectro del átomo de hidrógeno:1 / _ = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2) donde n = 3, 4, 5, 6,...
Balmer encontró la ecuación dada la casualidad de un error, ya que no tenía ninguna comprensión de la física subyacente.
n1 = nivel final; n2 = nivel inicial .En el espectro de emisión final < n inicial
Rh: constante de Rydberg: 1.09678 107 m-1
El espectro de emisión de hidrógeno cubre un amplio rango de longitudes de onda desde el infrarrojo hasta el ultravioleta.
La siguiente tabla muestra las series de transición en el espectro de hidrógeno las cuales reciben el nombre de sus descubridores.

Series de espectros de emisión del átomo de hidrógeno
Serie nf ni Región del espectro
Lyman 1 2, 3,4... Ultravioleta
Balmer 2 3, 4,5... Visible y ultravioleta
Paschen 3 4, 5, 6... Infrarrojo
Brackett 4 5, 6, 7... Infrarrojo
Pfund 5 8,9,10... Infrarrojo
5.-Modelo de Bohr.
El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo o ión hidrogenoide describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor.
El modelo justifica la ecuación anterior del espectro de emisión de hidrógeno. Y esta pasado en los tres postulados siguientes:
1º) Si el electrón describe una órbita circular de radio r, la fuerza centrifuga será igual ala fuerza de atracción por el núcleo. Dichas órbitas son estacionarias. (El electrón no emite energía en el giro).
) En el modelo de Bohr, solamente están permitidas aquellas órbitas cuyo momento angular esta cuantiado. N es un número entero que se denomina número cuántico, y h es la constante de Planck 6.6256•10-34 Js
3º) Los electrones pueden saltar de una órbita permitida a otra, absorbiendo o emitiendo energía .Por tanto la frecuencia de la radiación será:
f = (E2 – E1)/h
En base a estos postulados podemos demostrar la longitud del radio de la primera órbita, combinando las ecuaciones de los dos primeros postulados quedando: Se puede determinar así mismo que la energía asociada a un nivel energético del electrón vendrá dado por:
E= -K/n2
K=2.18 10-18J
Si la Energía asociada tiene signo negativo, significa que si damos valor nulo a la energía cuando electrón y protón están infinitamente separados (electrón libre), todas las demás energías serán mas pequeñas y por tanto negativas. Afirmamos entonces:
Para n=1, valor más negativo de E que corresponde a la mínima energía del electrón.(Máxima estabilidad).
A todos los demás niveles se les denomina, niveles excitados.
La energía del átomo es menor que la que tiene núcleo y electrón por separado.
Para n=1, valor más negativo de E que corresponde a la mínima energía del electrón. (Máxima estabilidad).
A todos los demás niveles se les denomina, niveles excitados.
El modelo fue posteriormente corregido por Sommerfeld al afirmar que las órbitas serían elípticas. Los electrones se mueven realmente con diferente velocidad y por tanto la órbita no es circular .Dentro de una misma órbita principal existen suborbital de diferente trayectoria además de la circular.
Se desprende de aquí la necesidad de un segundo número cuántico que determine esa forma de la órbita, este número cuántico secundario o azimutal, l, delimita por tanto la subórbita a la que pertenece el electrón.
Por otra parte Zeeman observó que cuando un átomo era sometido a un campo magnético aparecen nuevas línea en el espectro (efecto Zeeman) y son debidas a las diferentes orientaciones de las órbitas elípticas en el espacio. Esta orientación también cuan tizada dará lugar a la aparecí de un tercer numero cuántico, es el número cuántico magnético, ms.

5.1.-Aciertos e inconvenientes del modelo de Bohr:
Aciertos:
• Justifica la estabilidad del átomo, orbitas estacionarias.
• Introduce el concepto de niveles de energía.
• Relaciona propiedades y estructura de los átomos. (Justifica la clasificación periódica actual)
Inconvenientes:
• Los resultados para átomos de más de un electrón son defectuosos.
• Mezcla ideas clásicas e ideas cuánticas careciendo esto de coherencia.
La energía del átomo es menor que la que tiene núcleo y electrón por separado.
6.-Dualidad onda-partícula .Hipótesis de de Broglie
Un conjunto de partículas, como un chorro de electrones moviéndose a una determinada velocidad puede comportarse según todas las propiedades y atributos de una onda, es decir: puede reflejarse, refractarse y difractarse.
Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la siguiente forma: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda, C.
Puede observarse, que, la menor cantidad de movimiento de un electrón, comparada con la de un coche, a pesar de su mayor velocidad, pero cuya masa es muchísimo más pequeña. En consecuencia, la longitud de onda asociada al coche es mucho más pequeña que la correspondiente al electrón.
7.- Principio de incertidumbre de Heisemberg.
• Al medir una magnitud física, perturbamos siempre su valor.
• Si queremos medir la posición y la cantidad de movimiento de un electrón debemos iluminarlo,
y al hacerlo, la luz se dispersa y así medimos su posición a través de esa luz dispersada.
• Si utilizamos luz de onda, la difracción que sufre la luz permite fijar la posición con una incertidumbre que, en el mejor de los casos, es.
• Por otra parte, en el caso más simple, el electrón puede transferirle toda su cantidad de movimiento, o parte de ella, modificando la que inicialmente poseía el electrón. CON LO CUAL VARIAMOS SE VELOCIDAD INICIAL.
• Heisenberg elaboró esa idea en el principio de incertidumbre o de indeterminación, que asegura que: es imposible conocer simultáneamente la velocidad (o más exactamente la cantidad de movimiento) y la posición de una partícula con absoluta exactitud.
• La expresión matemática que describe el principio de incertidumbre de Heisenberg es: Si queremos determinar con total precisión la posición:
• De la desigualdad para el principio de incertidumbre verificamos entonces que: Es decir, que la incertidumbre en el momento es infinita.

8.-Modelo mecano-cuántico. Ecuación de Schrödinger
En 1926, Shrödinger propone presentar el comportamiento del electrón como una onda, o sea mediante una ecuación de onda .El electrón en el átomo está aprisionado por un campo eléctrico producido por el núcleo .Por tanto las ondas serán estacionarias (amplitud nula en los extremos) .Solo este tipo de ondas hace cumplir la condición de “aprisionamiento del átomo”. El ejemplo del movimiento de una cuerda de guitarra nos ayudará a comprender el concepto de onda estacionaria. La cuerda de guitarra vibra pero no se desplaza, por eso es estacionaria.
Un nodo es un punto que no se mueve. La longitud de la cuerda tiene que ser un múltiplo del valor de media longitud de onda, ya que en los dos extremos de la cuerda que están fijos debe haber un nodo.
En la ecuación de Shrödinger también se tiene en cuenta la masa de la partícula. Tenido en cuenta que toda partícula lleva asociada una onda.
En un espacio de una dimensión estas ondas estables están caracterizadas por un número entero .Al ser un espacio de tres dimensiones, dará origen a los tres números cuánticos.
Podemos pensar en las ecuaciones de onda de Schrödinger como en ondas estacionarias de diferente energía.
Para resolver la ecuación de onda Schrödinger requiere el uso de herramientas de cálculo complejas, que no vamos a analizar. Aunque la ecuación de onda _ no tiene en sí significado físico (el principio de incertidumbre imposibilita conocer la posición exacta y la velocidad del electrón) el valor de la función de onda al cuadrado (_2) si representa la distribución de probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio (ORBITAL), también denominado densidad electrónica.
Por tanto las soluciones de la ecuación de Shrödinger son unas funciones que dependen de tres números, denominados números cuánticos (n, l, m).

9.-Descripción mecánico- cuántica del átomo: Orbitales y números cuánticos
Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.


De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.
La figura anterior representa el orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno con -2.18 x 1018 J (la misma que tenía la órbita más cercana al núcleo del modelo de Bohr). Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números:
Número cuántico principal “n”
• Toma valores enteros: 1, 2,3...
• A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica.
• A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo.
Número cuántico del momento angular ó azimutal “”:
• Depende de “n” y toma valores enteros de 0 a (n-1) . Así para n=1 sólo hay un valor posible 0.
Para n=2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres valores posibles: 0, 1 y 2.
• Generalmente el valor de se representa por una letra en vez de por su valor numérico:
0 1 2 3 4 5 nombre del orbital s p d f g h
• Definen la forma del orbital
El número cuántico magnético “ml”
• El valor del número cuántico magnético depende de . Toma valores enteros entre - y , incluyendo al 0. Para cierto valor hay (2 +1) valores de ml
• Describe la orientación del orbital en el espacio.
Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n=3. Tendremos entonces tres valores de: 0,1 y
2. Los valores de ml para cada valor de l se compilan en la tabla siguiente: (los orbitales que comparten los valores de n y se dicen que pertenecen al mismo subnivel y todos los orbitales con la misma n formarían un nivel)
Para el hidrógeno todos los orbitales del mismo nivel tienen la misma energía, como podemos ver en el gráfico adjunto:
• En condiciones normales todos los átomos de hidrógeno están en su estado fundamental (El electrón en el orbital 1s)
• El electrón puede pasar a un estado excitado mediante la absorción de un fotón con el nº apropiado de cuantos de energía.



Orbitales s
El orbital 1s tiene simetría esférica:
Representado _ 2 frente a la distancia al núcleo (r) vemos que la probabilidad de encontrar al electrón disminuye conforme aumenta r. Esto indica que en el estado fundamental la atracción electrostática del núcleo es lo suficientemente fuerte para mantener al electrón en un radio próximo al núcleo.
Los orbitales s de niveles superiores son también esféricamente simétricos pero presentan nodos en la función de probabilidad:
• En un nodo la densidad electrónica se aproxima a 0. El orbital 2s tiene un nodo, el orbital 3s dos nodos...etc.
• Los orbitales s para n>1 (estados excitados) tienen una densidad electrónica en la cual es más probable encontrar al electrón lejos del núcleo.
• El tamaño del orbital s aumenta al aumentar el número cuántico principal (n)


Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de Schrödinger de manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de densidad electrónica. En el caso de los orbitales s la representación es una esfera, de mayor radio cuánto mayor sea n..
Orbitales p
• La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo y con un nodo en él.
• Hay tres tipos de orbitales p (; ml= -1, 0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz
• Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal.
Orbitales d
En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1, 0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal..
Aunque el orbital 3dz
2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d tienen todos la misma energía.
Otros orbitales de mayor energía
Para n>4 tendremos 7 orbitales f (=3 y ml=-3,-2,-1, 0, 1, 2,3). Los orbitales f son importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a 57.
Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos.

11.- Las energías de los orbitales atómicos
En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno.
Para átomos con más de un electrón (poli electrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones).
Así por ejemplo el orbital 2s tiene un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón:
11.1 El número cuántico de espín electrónico y el Principio de exclusión de Pauli.
Los experimentos con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidrógeno indican que las líneas del espectro se pueden separar por la aplicación de un campo magnético externo obteniéndose para cada línea dos muy próximas. Este efecto duplica los niveles de energía que se le suponen al átomo.
Se considero entonces que los electrones actúan como pequeños imanes en un campo magnético debido a que giran sobre su propio eje. Ya que un electrón puede girar en dos sentidos (como las agujas del reloj ó en el sentido contrario a las agujas del reloj), se introdujo un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín electrónico, ms, que toma dos valores: + ½ ó – ½ .
Un orbital atómico podrá estar ocupado como mucho por dos electrones que tengan valores de ms opuestos.
Configuración Electrónica
La forma como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos se denomina configuración electrónica
Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital
Litio
Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto ms. El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:
La flecha indica el valor del cuarto número cuántico: para +1/2: [y [para –1/2:
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:
1s22s1
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio.
De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.
El principio de exclusión de Pauli establece que dos, electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms) En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente
a su número atómico (Z)
Elemento Z Diagrama de orbitales
1s 2s 2p 3s
Configuración
electronic
H 1
1s1
He 2
1s2
Li 3
1s2 2s1
Be 4
1s2 2s2
B 5
1s2 2s2 2p1
C 6
1s2 2s2 2p2
En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.


Número cuántico principal : n
Número cuántico principal , indica el nivel de energía y la medida del orbital, de manera que , cuanto más grande sea n, más voluminoso será el orbital.
Puede adopta el valor de cualquier número natural: 1,2,3,4
Número cuántico secundario: l
El número cuántico secundario, determina la forma del orbital. Su valor depende del número cuántico principal n, y, para cada valor de n, coge los valores enteros des de 0 a n-1.
l = 0 - orbital s
l = 1- orbital p
l = 2 - orbital d
l = - orbital f

Número cuántico magnético: ml
El número cuántico magnético, determina la orientación del orbital en el espacio según un eje arbitrario de referencia. La dirección de este eje viene dada por un campo magnético externo y, por eso, recibe el nombre de número cuántico magnético.
Su valor depende del número cuántico secundario l i, para cada valor de l, coge todos los valores desde -1 hasta + 1
Número cuántico de Espín: ms
Va asociado a las propiedades magnéticas del electrón. Nos indica el sentido del giro.
Puede coger dos valores: 1/2 y -1/2.

Un orbital viene determinado por tres números cuánticos: n, l, ml
Un electrón viene determinado por cuatro números cuánticos, n, l, ml, los tres del orbital y el que es propio del electrón

EJEMPLO:
( 3, 2, -1, -1/2) = orbital 3d
(2,1,1,-1/2) = orbital 2p






III La materia según su complejidad.

1 Condensado de Bose-Einstein

En química y física, el condensado de Bose-Einstein es un estado de agregación de la materia que se da en ciertos materiales a muy altas o bajas temperaturas. La propiedad que lo caracteriza es que una cantidad macroscópica de las partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado estado fundamental. El condensado es una propiedad cuántica que no tiene análogo clásico. Debido al Principio de exclusión de Pauli, sólo las partículas bosónicas pueden tener este estado de agregación. Esto quiere decir que los átomos se separan y forman iones. A la agrupación de partículas en ese nivel se le llama condensado de Bose-Einstein.
Primeros desarrollos [editar]
En la década de 1920, Satyendra Nath Bose y Albert Einstein publican conjuntamente un artículo científico acerca de los fotones de luz y sus propiedades. Bose describe ciertas reglas para determinar si dos fotones deberían considerarse idénticos o diferentes. Estas se llaman las "Estadísticas de Bose" (o a veces las "Estadísticas de Bose-Einstein"), y Einstein aplica estas reglas a los átomos preguntándose cómo se comportarían los átomos de un gas si se les aplicasen estas reglas. Así descubre los efectos que vienen del hecho de que a muy bajas temperaturas la mayoría de los átomos están al mismo nivel cuántico, que sería el más bajo posible.
Imagínese una taza de té caliente, las partículas que contiene circulan por toda la taza. Sin embargo cuando se enfría y queda en reposo, las partículas tienden a ir en reposo hacia el fondo.
Análogamente, las partículas a temperatura ambiente se encuentran a muchos niveles diferentes de energía. Sin embargo, a muy bajas temperaturas, una gran proporción de éstas alcanza a la vez el nivel más bajo de energía, el estado fundamental.
A la agrupación de partículas en ese nivel inferior se le llama Condensado de Bose-Einstein (BEC), porque la demostración está hecha de acuerdo con las ecuaciones de Einstein. Lo que seguramente no pudo imaginar es lo extraño que se vería una masa de materia con todos sus átomos en un solo nivel. Esto significa que todos los átomos son absolutamente iguales. No hay medida que pueda diferenciar uno de otro. Se trata de un estado de coherencia cuántica macroscópico.
Desarrollo teórico de la condensación de Bose-Einstein [editar]
Sea un gas de metano degenerado (esto es, alejado de la aproximación clásica de la estadística de Maxwell-Boltzmann y por tanto donde tiene relevancia la distinción entre fermiones y bosones). Consideramos que los únicos grados de libertad son traslacionales.
El número medio de partículas en un estado cuántico 'r' (o número de ocupación) viene dado por:
[1]
Donde siendo k la constante de Boltzmann.
Esta función vale cuando el argumento de la exponencial vale cero y cae rápidamente. Esto es debido a que los bosones no cumplen el principio de exclusión de Pauli y por tanto puede haber infinidad de ellos en el mismo estado cuántico individual.
Si el sistema tiene N partículas, entonces debe cumplirse que la suma de todas las partículas que se encuentren en cada estado cuántico 'r' debe dar el total.
[2]
Si el sistema es cerrado, la relación [2] nos sirve para definir el potencial químico μ.
Supongamos además que el mínimo nivel de energía accesible a una partícula es . Esto es admisible ya que coincide con el menor valor de la energía que puede tener un gas de partículas con grados traslacionales de libertad.
Esta imposición obliga a que . De no ser así, entonces habría estados cuya energía sería menor que el potencial químico y resultaría que los números medios de ocupación serían una cantidad negativa lo cual no es posible.
Supongamos que la diferencia entre dos niveles consecutivos de energía es tan pequeña que podemos cambiar el sumatorio por una integral.
Conviene separar el cálculo del número total de partículas en dos partes, una que de cuenta de aquellas cuyo valor de la energía es cero, y otro distinta de cero. De no hacerlo llegaríamos a una contradicción, como veremos.

El número de partículas cuya energía es distinta de cero viene dada por la siguiente expresión, donde ρ(E) es la distribución de probabilidad que nos dice cuantas partículas tienen su energía comprendida entre E y E + dE.

Se puede demostrar que la distribución de probabilidades viene dada por:

Siendo g el grado de degeneración, V el volumen del sistema, h la constante de Planck, m la masa de los bosones y E la energía.
De tal manera que,


Haciendo el cambio de variable z = β(E − μ) se tiene:

Utilizando que:
Para x > 1.
Donde Γ(x) es la función Gamma de Euler y ζ(x) es la función zeta de Riemann.
Se llega a que:

De modo que:
[3]
Es el número máximo de partículas que el sistema puede tener a una temperatura dada en los estados excitados. Lo llamaremos N'max.
Esto nos permite definir la llamada temperatura de Bose, o temperatura crítica, en la cual μ(T0) = 0.

Donde β0 = (kT0) − 1
Procediendo del mismo modo que en el cálculo anterior, se halla

Si hubiéramos tomado únicamente la expresión [3], tendríamos que:

Lo cual haría que en T = 0 no pudiera existir un gas de bosones, lo cual contradice la experiencia. Por eso hemos dividido el cálculo en dos partes.
Si dividimos la ecuación [3] por la densidad total del sistema obtenemos que:

A temperaturas mucho mayores que T0, este cociente es mayor que la unidad. Eso significa que nuestro sistema admite más bosones en los estados excitados de los que tenemos actualmente.
A temperaturas menores que T0 el cociente es menor que la unidad. Eso significa que muchas de las partículas constituyentes de nuestro sistema se han ido al estado fundamental al no poder haber tantas en los estados excitados.

Es el otro sumando, el número de partículas en el estado fundamental. En T < T0 se verifica que de modo que

Aquí vemos como cuando , . Es decir, los bosones se agrupan en el estado fundamental.
Este fenómeno se conoce como condensación de Bose-Einstein. La denominación puede inducir a error pues no se trata de una condensación como un gas normal. Cuando un gas ideal clásico cambia de estado gaseoso a líquido decimos que se condensa, en ese caso disminuye su volumen (o aumenta su densidad). En el condensado de Bose no hay disminución de volumen, las partículas se quedan quietas.
Si dibujáramos en el espacio fásico (q, p) de posiciones y momentos conjugados, el condensado de un gas corriente estaría agrupado cerca de q = 0 (eje horizontal) mientras que en el condensado de Bose esta agrupación se produce en torno a p = 0 (eje vertical).
Obtención en laboratorio [editar]
Eric Cornell y Carl Weiman lograron en 1995 por primera vez, enfriar átomos al más bajo nivel de energía, menos de una millonésima de Kelvin por encima del Cero absoluto, una temperatura muy inferior a la mínima temperatura encontrada en el espacio exterior. Utilizaron el método de enfriamiento por láser, haciendo que la luz rebote en los átomos con más energía que su impacto sobre los mismos. Cuando los fotones rebotan en el átomo, el electrón en el átomo que absorbe el fotón salta a un nivel superior de energía y rápidamente salta de regreso a su nivel original, expulsando el fotón de nuevo, logrando el descenso de su temperatura.
Para que ello suceda se necesita el color y frecuencia exacta de láser para la clase de átomo a enfriar. Finalmente, la sustancia se enfría aún más con el evapora miento magnético de los átomos con más energía. Consistente en dejar escapar del confinamiento magnético a los átomos más energéticos, que al escapar se llevan consigo más energía de la que le corresponde, logrando así dejar dentro lo de más baja temperatura.
Supe fluidez y Superconductividad [editar]
La superconductividad es un ejemplo de condensado. En ésta son los pares de Cooper (asociaciones de una pareja de electrones) los que se comportan como un bosón y decae al nivel fundamental. La superconductividad está caracterizada por la ausencia de resistencia eléctrica.
La supe fluidez es otro ejemplo de condensado. El Helio cuando se enfría se licúa, si seguimos enfriando los átomos de Helio (que son bosones) descienden al nivel de mínima energía. Esto hace los átomos no adquieran energía por fricción, lo que hace que no disipe energía por movimiento. El resultado es una ausencia casi completa de viscosidad.
Se le atribuye un efecto cuántico macroscópico óptico al condensado Bose-Einstein de átomos de sodio que al inducirle electromagnéticamente el estado de traslucidez que tiene la propiedad de reducir la velocidad de la luz en forma asombrosa. Hasta 20 millones de veces su velocidad en el vacío, equivalente a 17 metros por segundo (m/s).
Estado Fermionico
Éstas dicen básicamente que la materia se comporta en forma de ondas en lugar de partículas individuales, que es como se presentan ante nuestros ojos. Para materializar el sexto estado de la materia, los científicos de la Universidad de Colorado en Boulder y del Instituto Nacional de Estándares y Tecnología partieron de medio millón de átomos de potasio y los congelaron a la temperatura más fría que se puede alcanzar en un laboratorio terrestre.

Hasta recientemente, los escolares habían aprendido que la materia podría encontrarse en tres formas fácilmente distinguibles: la sólida, la líquida y la gaseosa. Cada uno de estos tres estados presenta unas propiedades que le son características. Así, los sólidos poseen una forma y volumen propios: en sus entrañas existe un equilibrio entre las fuerzas de repulsión y atracción que los átomos ejercen entre sí, por lo que permanecen fuertemente ligados, aunque son capaces de realizar movimientos vibratorios en torno a posiciones de equilibrio que permanecen fijas. En los líquidos, sin embargo, las fuerzas de cohesión entre los átomos son más débiles y, por tanto, éstos tienden a adoptar la forma del recipiente que los contiene, aunque, eso sí, poseen un volumen propio que se mantiene prácticamente constante incluso cuando el líquido es sometido a grandes presiones externas. En el tercer estado, las fuerzas de atracción entre los átomos del gas son casi nulas. Las moléculas gaseosas se mueven con total libertad y llenan la totalidad del espacio en que están enclaustrados.

Durante siglos, estos tres estados terrenales han sido la base de importantes avances de la ciencia y la tecnología. Sin ir más lejos, el estudio de los gases sirvió de catalizador para establecer los fundamentos de la química moderna y los avances en la física sólida han permitido poner a prueba los postulados de la mecánica cuántica, aparte de abrir perspectivas de su aplicación en el terreno de los nuevos materiales y la electrónica. Ahora bien, la materia puede adoptar otros estados cuando las condiciones se extreman. Llegados a este punto, la materia modifica su composición y propiedades; y se rige por leyes que no se dan en los sólidos, líquidos o gases. Éste es el caso del cuarto estado de la materia, el llamado plasma. Surge cuando una masa gaseosa se ha calentado hasta una temperatura tan elevada que sus átomos y moléculas son despojados de su envoltura de electrones y se convierten en iones. Esta forma de materia aparece de forma natural en el espacio interestelar y en la ardiente atmósfera de las estrellas: de hecho, el Sol es esencialmente un enorme balón de plasma. Nuestros científicos también son capaces ahora de fabricar plasma en el laboratorio, caso de los tubos de descarga y de los reactores termonucleares experimentales.

Pero en los años setenta, Albert Einstein y el físico indio Nath Bose propusieron un quinto estado de la materia que aparecía tras ultra enfriar un gas. En estas gélidas condiciones, los átomos pierden energía, se frenan y se unen para originar un supe átomo insólito. Fue llamado condensado de Bose-Einstein o cubo de hielo cuántico. Pero la predicción de la pareja de científicos tardó un par de décadas en hacerse realidad. En 1995, el físico Eric Cornell y su colega Carl Wieman, del Instituto Nacional de Estándares y Tecnología, anunciaron en la revista Science la materialización del quinto estado. Para lograrlo, retuvieron 2.000 átomos de rubidio en una jaula magnética, cuyos barrotes estaban confeccionados por los campos magnéticos generados por unos imanes, y los sometieron a una temperatura jamás antes alcanzada de 180 grados nano kelvin, es decir, una milmillonésima de grado por encima del cero absoluto. Recordemos que éste se sitúa en los 273,15 grados centígrados bajo cero.

En estas condiciones extremas, según postularon Einstein y su colega indio, los átomos se frenan casi hasta detenerse. En una habitación a temperatura ambiente, los átomos de un gas se mueven generalmente a una velocidad de 1.600 kilómetros por hora; por el contrario, los de rubidio enjaulado apenas se desplazan unos centímetros. Esta situación de inmovilidad lleva a que las ondas cuánticas que describe cada átomo se fusionen hasta que todo el gas se encuentre en el mismo estado cuántico. El cubito de hielo tenía un diámetro de 0,00000002 milímetros. Pero cuatro meses después y de manera independiente, Wolfang Ketterle, del MIT, obtuvo un condensado de átomos de sodio cien veces más grande, lo que le permitió iniciar una serie de experimentos que condujo a la obtención del primer láser atómico.

Ahora sus colegas Deborah S. Jin, Markus Greiner y Cindy Regal han dado un paso más y también, gracias a la ultracongelación de partículas, han encontrado un nuevo estado de la materia, el sexto: el gas fermiónico. Como aseguran estos físicos, el hielo cuántico está compuesto de bosones, una clase de partículas que inherentemente son gregarios y sus leyes estadísticas tienden a favorecer la ocupación múltiple de un mismo estado cuántico. Sin embargo, el gas fermiónico está completamente integrado por fermiones. Éstos, a diferencia de los bosones, son poco sociables y por definición nunca dos de ellos pueden ocupar el mismo estado de movimiento. Un par de fermiones idénticos no pueden ocupar el mismo estado cuántico. A altas temperaturas, las conductas de estas partículas elementales son casi imperceptibles. Sin embargo, cuando se enfrían tienden a buscar los estados de más baja energía y es en este instante cuando se acentúa el carácter antagónico de bosones y fermiones. ¿Pero cómo se comportan los fermiones ultra congelados?

Para resolver el enigma, los físicos de Boulder usaron rayos láser para atrapar una pequeña nube de 500.000 átomos de potasio. Limitando su movimiento natural, enfriaron los átomos a 50.000 millonésimas de grado por encima del cero absoluto. Pos su carácter arisco, los fermiones de esos átomos deberían repelerse, pero no fue así. Al aplicar un campo magnético a los átomos súper fríos, éstos se juntaron brevemente en parejas y crearon un maravilloso condensado. Según los padres del nuevo estado, este hallazgo podría dar pie a una amplia gama de aplicaciones prácticas. Por ejemplo, el gas fermiónico ofrece una nueva línea de investigación en el campo de la superconductividad, el fenómeno por el que la electricidad discurre sin resistencia alguna.

Estado sólido



Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.
Estado líquido



Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).





Estado gaseoso



Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.

Cambios de estado



Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.
Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.
Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.
Simulación: (pulsa el botón para encender el mechero y observa los cambios)
• En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando alrededor de sus posiciones. A medida que calentamos el agua, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa, pero conservan sus posiciones.
• Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión (0ºC) la velocidad de las partículas es lo suficientemente alta para que algunas de ellas puedan vencer las fuerzas de atracción del estado sólido y abandonan las posiciones fijas que ocupan. La estructura cristalina se va desmoronando poco a poco. Durante todo el proceso de fusión del hielo la temperatura se mantiene constante.
• En el estado líquido las partículas están muy próximas, moviéndose con libertad y de forma desordenada. A medida que calentamos el líquido, las partículas se mueven más rápido y la temperatura aumenta. En la superficie del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen la suficiente energía para escapar. Si la temperatura aumenta, el número de partículas que se escapan es mayor, es decir, el líquido se evapora más rápidamente.
• Cuando la temperatura del líquido alcanza el punto de ebullición, la velocidad con que se mueven las partículas es tan alta que el proceso de vaporización, además de darse en la superficie, se produce en cualquier punto del interior, formándose las típicas burbujas de vapor de agua, que suben a la superficie. En este punto la energía comunicada por la llama se invierte en lanzar a las partículas al estado gaseoso, y la temperatura del líquido no cambia (100ºC).
• En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando mucho más espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la absorben las partículas y ganan velocidad, por lo tanto la temperatura sube.
VI La clasificación de la materia.

En primer lugar definiremos a la materia como todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, y se sujeta a las leyes de gravedad e inercia, sin embargo según la física moderna la materia puede transformarse en energía y viceversa por lo que en algunos casos la masa de un cuerpo puede representar su cantidad de energía que posee.

La materia se puede clasificar de una manera general en partículas, moléculas y átomos, sin embargo para un mejor análisis se han clasificado en mezclas heterogéneas y materia homogénea, las mezclas heterogéneas son aquellas con una composición variable como la arena.

Materia Homogéneas
La materia homogénea es la que está constituida por una composición determinada o se encuentra en estado puro, las mismas se dividen en mezclas homogéneas y sustancias puras.

Mezclas homogéneas
Las mezclas homogéneas son aquellas que están constituidas por una composición determinada como las soluciones, aleaciones, amalgamas, etc, etc., como ejemplos podemos citar al bronce, el aire, la gelatina, ácido sulfúrico disuelto en agua, muy usado en las baterías de automóviles.
El uso de las mezclas homogéneas es muy grande dentro de la química y la industria.

Sustancias Puras
Las sustancias puras son aquellas que tienen una composición química determinada por formulas o sea de manera exacta, no se encuentran en mezcla con otros compuestos, dentro de esta clasificación tenemos a los compuestos, los elementos, moléculas y átomos.

Compuestos
Los compuestos químicos son sustancias compuestas por dos o más elementos en proporciones definidas, se puede separar sus elementos por medios químicos.

Elementos
Los elementos es la sustancia más pura constituida por moléculas y átomos únicos que conservan todas sus propiedades, no se puede por ningún medio químico obtener cualquier elemento a partir de otro. Sin embargo en reacciones nucleares se ha logrado obtener por ejemplo helio a partir del hidrógeno por medio de fusión nuclear en la cual se unen cuatro átomos de hidrógeno para obtener energía y un átomo de helio, este proceso lo realiza el Sol 1038 veces por segundo para dar luz y calor.

Molécula
La molécula es la unión de dos o más átomos, los mismos que pueden ser del mismo elemento o de distintos elementos, la molécula conserva en sí todas las propiedades del compuesto o elemento al que pertenece.

Átomo
Es la unidad básica de la materia que conserva en su estructura todas las propiedades del elemento al que pertenece, sin embargo esta constituido por partículas denominadas subatómicas , las mas conocidas e importantes son los electrones, los protones y los neutrones, aunque existen partículas atómicas que se hallan en el núcleo como los mesones, positrones y quarks.

Para desintegrar un átomo se necesita bombardearlo con partículas de alta energía, las mismas que son aceleradas en aceleradores de partículas, y la desintegración de un átomo trae consigo la liberación de una gran cantidad de energía, mucho mas grande que la de cualquier reacción química.
Clasificación de la materia:
Mezclas y sustancias puras. Separación de mezclas I
Este tema trata sobre cómo se clasifican los materiales según su composición química. Las sustancias pueden ser: sustancias puras y mezclas. Se definen cada uno de los tipos de sustancias y se presentan diversos ejemplos. También se especifican las propiedades de cada uno de los tipos y se trabajan algunos ejercicios a manera de ejemplo.
¿Qué es una sustancia?
Una sustancia es cualquier variedad de materia de composición definida y reconocible. Las sustancias se clasifican en sustancias puras y mezclas.


¿Qué es una sustancia pura?
Una sustancia pura es un material homogéneo que siempre tiene la misma composición fija e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son siempre las mismas. Algunas pueden descomponerse mediante procesos químicos en otras sustancias más simples; por ejemplo, el Cloruro de sodio (sal común), el azúcar.

Clasificación de las sustancias puras:
Las sustancias puras se clasifican en dos tipos: elementos y compuestos; ambos son homogéneos ya que mantienen sus propiedades características.
Los elementos
Son también denominados sustancias simples elementales que constituyen la materia. Se combinan para formar los compuestos.

Los compuestos
son denominados también Sustancias Compuestas; están formados por dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas de masa.
Los compuestos son muy abundantes en la naturaleza, pero también son sintetizados en el laboratorio. Los compuestos pueden descomponerse en sus elementos constitutivos o sustancias simples empleando técnicas específicas de separación. Ejemplos de algunas sustancias puras.


Tipos de mezclas:
Mezclas homogéneas: Son las que tienen partículas indistinguibles a simple vista o con el microscopio; por ejemplo:
Los coloides: son partículas con un tamaño que oscila entre 10 -7 y 10 -5 cm. Estas mezclas tienen una fase dispersarte (disolvente) y una fase dispersa (soluto); ejemplo: leche, gelatina, quesos, etc.
Las soluciones: tienen un tamaño de partícula menor de 10 8 cm. y sus componentes son soluto y solvente. El soluto se disuelve en el solvente y se encuentra, generalmente, en menor proporción que éste.; ejemplo: agua de mar, limonada, te, refrescos, alcohol, etc.


Mezclas heterogéneas: son aquellas en las cuales pueden reconocerse sus diversos componentes debido a la diferencia de sus propiedades. Hay dos tipos de mezclas heterogéneas: mezclas groseras y suspensiones.
Mezclas groseras: Son aquellas que tienen componentes diferenciables por su gran tamaño. Por ejemplo: granito (mica, cuarzo y feldespato.
Suspensiones: Son las que tienen partículas finas suspendidas en agua u otro líquido por un tiempo y luego se sedimentan; por ejemplo: arena y agua.

:



Técnicas de separación de mezclas.
Entre las distintas técnicas que se emplean para separar mezclas tenemos:

Procedimientos físicos:
Destilación: consiste en separar dos líquidos con diferentes puntos de ebullición por medio del calentamiento y posterior condensación de las sustancias. El proceso de la destilación consta de dos fases: la primera en la cual el líquido pasa a vapor, y la segunda en la cual el vapor se con nuevamente a líquido. La destilación puede ser:
Simple, si la muestra contiene un único componente volátil que se desea separar; Fraccionada –
Evaporación: consiste en separar los componentes de una mezcla de un sólido disuelto en un líquido. La evaporación se realiza en recipientes de poco fondo y mucha superficie, tales como cápsulas de porcelana, cristalizadores, etc. (Ver ciclo del agua)
Cristalización: consiste en purificar una sustancia sólida; esto se realiza disolviendo el sólido en un disolvente caliente en el cual los contaminantes no sean solubles; luego se filtra en caliente para eliminar las impurezas y después se deja enfriar el líquido lentamente hasta que se formen los cristales.
Cromatografía:
Es la técnica que se utiliza para separar los componentes de una mezcla según las diferentes velocidades con que se mueven al ser arrastradas por un disolvente a través de un medio poroso que sirve de soporte a la mezcla, y sobre la base de las cantidades relativas de cada soluto, distribuidos entre un fluido que se mueve, llamado la fase móvil y una fase estacionaria adyacente.
A fase móvil puede ser un líquido, un gas o un fluido supe crítico, mientras que la fase estacionaria puede ser un líquido o un sólido según las diferentes velocidades con que se mueven al ser arrastradas por un disolvente a través de un medio poroso que sirve de soporte a la mezcla. Se conocen varias formas:
Cromatografía de columna:
Consiste en colocar la sustancia absorbente en un tubo de vidrio por cuyo extremo superior se adiciona la mezcla de las sustancias que se desean separar; después se agrega un disolvente apropiado para disolver las sustancias en cuestión.
Cromatografía de papel:
Se utiliza para separar los componentes de mezclas como la salsa de tomate o pigmentos de plantas.
Metales y No metales.
Metales :
Sodio = Na (del latín Natrium): Es un metal alcalino , sólido, blando y maleable, blanco si está recién cortado y muy reactivo por lo que hay que tener gran precaución al manejarlo. Se encuentra muy difundido en la naturaleza tanto como cloruro - sal marina - como en forma de nitrato -nitrato de Chile-. Su número atómico es 11 y su masa atómica es 23 .
Aluminio =Al: Elemento químico de número atómico 13 y de masa atómica 26,98 .Es un metal blanco y brillante, blando y maleable. No se altera en el aire ni en el agua. En estado puro es demasiado débil para la mayor parte de las aplicaciones por eso se utiliza en forma de aleación y se conocen con el nombre de aleaciones ligeras. Es el más utilizado después del hierro. Se obtiene de la bauxita.
Cobre = Cu (del latín Cuprum):Es el elemento de número atómico 29 y su masa atómica es 63,5 Su color rojizo característico lo podemos ver en los hilos de algunos cables utilizados en electricidad .Conduce muy bien el calor y la electricidad .
Estaño = Sn (del latín stagnum): Su número atómico es 50 y su masa atómica es 118,7 . Sólido grisáceo muy blando , al doblarlo produce un ruido especial conocido como "grito del estaño" debido a la rotura de los cristales que lo forman .Se usa como metal de revestimiento para proteger el hierro o el cobre .
Magnesio =Mg : Su número atómico es 12 y su masa atómica 24,32 .Es inalterable en aire seco y arde cuando está en forma de hilos o en tiras delgadas dando una llama muy luminosa .
Plomo =Pb (del latín plumbum), es un metal pesado dúctil , maleable blando y de color gris azulado .Su número atómico es 82 y su masa atómica 207,2 .Es el más pesado de los metales corrientes . Conduce mal la electricidad . Absorbe bien las radiaciones .
Mercurio =Hg : Es el único metal líquido a la temperatura ordinaria . Su número atómico es 80 y su masa atómica 200,6 .Sus vapores son muy tóxicos .Procede del cinabrio , en España hay minas en Almadén .
Hay muchos más elementos ; aquí solamente hemos mencionado algunos a título de ejemplo .
Tanto los metales como los no metales serán objeto de estudio más detallado cuando trabajemos con El Sistema Periódico .
Mezclas
Homogéneas Heterogéneas
• Su aspecto es el mismo en toda la mezcla .
• Tiene toda ella igual composición
• Ej : Azúcar disuelta en agua
• Su aspecto no es uniforme .
• En diferentes partes de la mezcla , las propiedades son distintas .
• Ej : Sal con arena .
Clasificación de la
materia .
Sustancias puras
Sus propiedades
características
las distinguen de las otras sustancias . Mezclas
Se pueden separar en
sustancias puras .

Homogéneas
Sus componentes no se pueden distinguir . Heterogéneas
Pueden distinguirse sus componentes a simple vista

Vamos a ver ejemplos de ambas y algunas de sus características .
Sustancias Puras

Elementos Compuestos
Metales • Sal Común
• Sodio Na • Azúcar
• Aluminio Al • Agua
• Cobre Cu • Alcohol
• Estaño Sn • Butano
• Magnesio Mg • Amoniaco
• Plomo Pb • Acido sulfúrico
• Mercurio Hg • Cinabrio
No metales
• Azufre S
• Iodo I
• NitrógenO N







III BIMESTRE

Plan Bimestral de Química IIIbimestre Prof. Ana Petit Góngora
1-Clasificacion delos elementos de acuerdo con la configuraciones electrónica.
1.1-Comportamiento químico de los elementos.
1.2- Ordenamiento de los elementos de acuerdo con la posición de los últimos electrones en sus átomos (electrones del nivel más extremo). 1.2.1-Elementos representativos (Nombre y forma de representarse)
1.2.1.1-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos I a, o s 1
1.2.1.2-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo IIA, O s2
1.2.1.3-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo IIIA o p1
1.2.1.4-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo IV A O p2
1.2.1.5-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo VA o p3
1.2.1.6-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo VIA O p3
1.2.1.7-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo VIIA o p4
1.2.1.8-Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIA o p6
1.2.2-Elementos de transición (Nombre y formas de representación)
1.2.2.1-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo III B O d1
1.2.2.2-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos IVB o d2
1.2.2.3-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VB O d3
1.2.2.4-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VIB o d4
1.2.2.5-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VIIB o d5
1.2.2.6-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VIIIB o (d6, d7, d8 )
1.2.2.7-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos IB o d9
1.2.2.8-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos II B o d10
1.2.3-Elemento de transición interna o de tierra raras.
1.2.3.1-Caracteristicas y propiedades de los elementos lantánidos, o del f1 al f14
1.2.3.2-Caracteristicas y propiedades de los elementos actínidos, o del f1 al f4.
1.2.4 Formación de iones de los elementos.
1.2.4.1-Capacidad de enlace o de valencias y su representación en la tabla periódica
1.2.4.2-Valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poli atómicos.
1.2.3.1-Variciones en la tabla periódica de algunas propiedades de los elementos
1.2.3.2-Afinidad electrónica y sus variaciones en la tabla periódica
1.2.3.3-Electronegatividad y su variación en la tabla periódica
1.2.3.4-Carácter acido-bases y sus variaciones en la tabla periódica
1.2.3.5-Carácter metálico y sus variaciones en la tabla periódica.
1.2.3.6-Pontencial de ionización y su variación en la tabla periódica
1.2.3.7-Radio atómico y radio iónico y su variación en la tabla periódica
1.3-Concepto de enlace para la formación de compuestos.
1.3.1-Tipos de enlace
1.3.1.1-Enlace sencillo y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.2-Enlaces dobles y triples y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.3-Enlaces iónicos, covalente (polares y coordinado) y algunos ejemplos de compuestos.
1.3.1.4-Enlace de hidrogeno y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.5-Enlace metálico y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.6-Variacones del enlace en los compuestos binarios y terciarios
1.3.1.7-Ordenamiento de los elementos de acuerdo a sus valencias y números de oxidación
1.4-Familias metálicas de los elementos y sus configuraciones electrónica.
1.4.1-Metales Alcalinos
1.4.2-Metales Alcalinotérreos
1.4.3-Metales de transición o Metales relacionados
1.5-Familias no metálicas de los elementos y sus configuraciones electrónica
1.5.1-Gases nobles
1.5.2-Familia del boro
1.5.3-Familias del carbono
1.5.4-Familias del nitrógeno
1.5.5-Calcogenos
1.5.6-Halogenos
2-Formacion, formulación y nomenclatura de los compuestos químicos binarios, ternarios y superiores.
2.1-Formacion, formulación y nomenclatura de las bases
2.2-Formacion, formulación y nomenclatura de los óxidos.
2.3-Formacion, formulación y nomenclatura de ácidos
2.4-Formacion, formulación y nomenclatura de las sales


3-Determinacion de las masas moleculares de los compuestos químicos
3.1-Determinacion de las formulas de los compuestos químicos a partir de su análisis elemental.






En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos.

Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”.
• Es decir los elementos están ordenados en función creciente de sus números atómicos.
• La tabla periódica actual (forma larga) fue diseñada por Werner y es una modificación de la tabla de Mendeleiev.
Descripción: Los elementos se hallan distribuidos:
• En 7 filas denominadas (periodos).
• En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.
PERIODOS: Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.
• Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.
• Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.
• Los elementos cuyos números atómicos se hallan comprendidos entre el La (Z= 57) y el Lu (Z= 71) se llaman Lantánidos.
• Los elementos con número atómico superior al Ac (Z= 89) se denominan Actínidos.
• Ellos se encuentran separados en 2 filas de la tabla periódica, con el objeto de no extender demasiado la figura.
• Los elementos después del Uranio (Z= 92) se han obtenido en forma artificial del uranio, denominándose a éstos Trans uránicos.
GRUPOS O FAMILIAS: Son agrupaciones verticales, que nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia.
En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.


a) GRUPO A:
• Están situados en los extremos de la tabla periódica.
• Nos indican el número de electrones de la última capa y se representan en números romanos.
• Terminan en el subnivel “s” y “p”
a) GRUPO B:
• Están situados en la zona central de la tabla periódica.
• El número de electrones de la última capa, no nos indica el grupo; debido a que la valencia es variable.
• La configuración electrónica termina en el subnivel “d”.
• Los elementos de transición interna, llamados tierras raras: su configuración electrónica termina en “f”.
Tienen 8 subgrupos. El grupo VIII B tiene 3 casilleros.


Clasificación de los elementos químicos
Los elementos químicos se pueden clasificar en: Metales, no metales, metaloides (anfóteros) y gases nobles.

Metales:
• Son buenos conductores del calor y la electricidad.
• Se oxidan (pierden electrones).
• Se les denomina también reductores.
• Son electropositivos.
• Son sólidos a excepción del mercurio (líquido a temperatura ambiente).

No metales:
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Se reducen (ganan electrones).
• Se les denomina también oxidantes.
• Son electronegativos.
• La mayoría a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Como gases están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.

Metaloides o anfóteros:
Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas. Ocupan una región diagonal que se observa en la tabla periódica (transición entre metal y no metal); entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

Gases nobles:
• Son elementos químicamente estables por tener su última capa 8 e- a excepción del He que tiene 2 y se representan.
n s2 p6
• No se combinan con ningún otro elemento. Sólo a temperaturas exigentes el Xe puede reaccionar.
• Sus moléculas son monoatómicas.
De acuerdo a su configuración electrónica, los elementos químicos se clasifican en: gases nobles, elementos representativos y elementos de transición.
1. Gases nobles: Son los que se ubican en el extremo derecho de la tabla periódica, en el grupo 0, u VIII A (también 18). Los átomos de estos gases, con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia. Esto significa que el último nivel de energía tiene sus orbitales completos (8 e-), distribuidos según la configuración n s2 p6. Donde "n" representa el nivel de energía más externo.

2. Elementos representativos: Se ubican en los grupos A de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s1 hasta n s2 p5, excluyendo al 1s2 (helio que corresponde a un gas noble).

3. Elementos de transición: Se sitúan en los grupos B de la tabla periódica. Sus átomos presentan configuraciones más complejas; los electrones de valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".

Características y propiedades de los elementos de Grupos I a
Grupo IA: Metales Alcalinos. Se caracterizan por ser blandos, de color gris plateado, tienen bajas densidades, son buenos conductores del calor y la electricidad, nunca se les encuentra como elementos libres, reaccionan rápidamente con el agua, el oxígeno.
Por su solubilidad en el agua, se les encuentra disuelto en el agua de mar y en depósitos salinos; generalmente se almacenan en recipientes que contienen kerosén.

Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxigeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres ( no combinados) en la naturaleza. Los compuestos típicos de los metales alcalinos son solubles en agua y están presentes en el agua de mar y en depósitos salinos. Como estos metales reaccionan rápidamente con él oxigeno, se venden en recipientes al vacío, pero por lo general se almacenan bajo aceite mineralo queroseno. En este grupo los más comunes son el sodio y el potasio.





Metales Alcalinos
Litio (Li)
Sodio (Na)
Potasio (K)
Rubidio (Rb)
Cesio (Cs)
Francio (Fr)

Características y propiedades de los elementos del Grupo IIA


Metales Alcalinotérreos
Berilio (Be)
Magnesio (Mg)
Calcio (Ca)
Estroncio (Sr)
Bario (Ba)
Radio (Ra)
Grupo IIA: Metales Alcalinotérreos: presentan puntos de fusión más elevados que los metales alcalinos, pero sus densidades son aún más bajas que las de ellos; son menos reactivos que los metales alcalinos y poseen dos electrones de valencia.


Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIA
El primer elemento del grupo III a es el boro ( b ), un metaloide con un punto de fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo son: aluminio ( al ), galio ( ga ), indio ( in ), y talio (tl ), que forman iones con una carga triple positiva ( 3 + ). La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa él numero atómico de este grupo. El boro no sé encuentra libre en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax. Este compuesto se emplea como suavizante de agua y en agente de limpieza. Desde el punto de vista químico, el boro se comporta mas como el metaloide silicio que como el aluminio metálico.
El aluminio se encuentra adyacente a dos metaloides en la tabla periódica, pero en sus propiedades predominan las de tipo metálico. El aluminio es un buen conductor de calor y la electricidad, y es un metal dúctil que se emplea en alambres ligeros. Es el metal que más abunda en la corteza terrestre ( 8 %), pero es demasiado activo para encontrarse libre en la naturaleza. Se utiliza por ejemplo en aeronaves, alambre de transmisión eléctrica, motores, automóviles, utensilios de cocina, pigmentos para pinturas y papel aluminio. • El galio se funde a 29.8 c, solo un poco arriba de la temperatura ambiente, la demanda de este metal va en aumento; tiene aplicaciones nuevas en semiconductores de estado

Características y propiedades de los elementos del Grupo IV ALA FAMILIA DEL CARBONO. El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de • los elementos carbono ( c), silicio ( si ), germanio ( ge ), estaño ( sn ), y plomo ( pb ). Las diferencias en la posición cristalina de los átomos de carbono explican la dureza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento, como estas, se les llama alótropos. A mediados de la década de 1980 sé descubrió una nueva forma alotropica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón parecido a la superficie de un balón de fútbol soccer a estas esferas de carbono 60 se les suele dar el nombre de buckybolas. El carbono vegetal es una forma alotropica no cristalina ( o quizás microcristalina) del carbono; no presenta un patrón atómico definido. Además de los dos óxidos de este elemento, dióxido de carbono ( co2 ) y monóxido de carbono (co) el carbón esta presente en mas de 8 millones de compuestos. Entre los compuestos orgánicos ( que contienen carbono) están las sustancias naturales presentes en todos los seres vivos. Todos los productos del petróleo y los sintéticos que van de los plásticos a las fibras y medicamentos, son también compuestos orgánicos.
El silicio, el segundo miembro de este grupo, es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre ( 26%) pero no se encuentra como elemento libre, la arena de cuarzo, que es dióxido de silicio, se emplea en la producción de vidrio y cemento. El silicio posee un lustre metálico gris. Este metaloide ha ejercido un impacto enorme en la tecnología moderna, pues se emplea silicio extremadamente puro en la manufactura de semiconductores y chips de computadora. El carborundo es carburo de silicio, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza en herramientas de corte y esmerilado. El germanio es también un semiconductor metaloide y participa en miles de aplicaciones electrónicas.

Características y propiedades de los elementos del Grupo VA
Entre los elementos del grupo v a están los no metales nitrógeno (n) y fósforo (p) , los metaloides arsénico (as) y antimonio ( sb), y el metal pesado bismuto (bi). Como se ve, en este grupo hay un cambio total en apariencia y propiedades de arriba hacia abajo. • El nitrógeno gaseoso diatónico ( n2 ) constituye el 78 % del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como el fósforo son fundamentales para la vida. El nitrógeno es un elemento indispensable para los aminoácidos que componen todas las proteínas. Las moléculas de nitrógeno del aire no son muy reactivas, pero ciertas bacterias del suelo pueden " fijar" el nitrógeno al convertir el elemento en amoniaco, que en esa forma puede ser incorporado por las raíces de las plantas. En escala industrial, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para producir amoniaco gaseoso, nh3 que se utiliza como fertilizante y también en la manufactura de ácido nítrico y diversos explosivos.
• El fósforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas alotrópicas del fósforo es un material rojo púrpura no cristalino que alguna vez se utilizo para fabricar cerillas. Otra forma alotrópica, de formula p4 presentan una apariencia cerosa cristalina de color amarillento y es preciso mantenerla bajo el agua para evitar su combustión espontánea con el oxigeno del aire. El fósforo se emplea en la fabricación de cerillas, bombas de humo, balas trazadoras plaguicidas y otros muchos productos. Este elemento es fundamental para todas las células vegetales y animales. • El arsénico es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Tanto el elemento como sus compuestos son tóxicos, en parte porque el primero puede imitar casi por completo el comportamiento químico del fósforo, pero el arsénico es incapaz de funcionar como el fósforo en los tejidos vivos, y tiene resultados letales. Ciertos insecticidas y fungicidas agrícolas contienen arsénico. El elemento también se utiliza en aplicaciones de semiconductores e en láseres.
• El antimonio es un metaloide en el que predominan las propiedades metálicas. El elemento es quebradizo y escamoso, con lustre metálico. Se emplea para aumentar la dureza del plomo destinado a las baterías de automóvil, en cubiertas para cable y en balas trazadoras. Ciertos compuestos de antimonio se usan en pigmentos para pinturas, en esmaltes cerámicos y en agentes para incombustibilidad. • El bismuto es el único metal verdadero en este grupo. Se utiliza para hacer aleaciones como el peltre, y aleaciones de bajo punto de fusión que se emplean en fusibles eléctricos y sistemas de aspersión contra incendios. Ciertos compuestos de bismuto se usan en polvos faciales y cosméticos.

Características y propiedades de los elementos del Grupo VIA
Los elementos del grupo vi a, conocidos como la familia del grupo del oxigeno, comprenden al oxigeno (o), azufre (s), selenio (se), telurio (te) y polonio (po). Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico. • El oxigeno gaseoso, o2 es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía, y se requiere durante el metabolismo urbano para quemar carbohidratos. En ambos procesos, los productos secundarios son dióxido de carbono y agua. El oxigeno constituye el 21 % en volumen del aire y el 49.5 % en peso de la corteza terrestre.
• La otro forma alotropica del oxígeno es el ozono, cuya fórmula es o3 es más reactivo que el oxígeno ordinario y se puede formar a partir de oxígeno en un arco eléctrico, como el descargador a distancia de un motor eléctrico, también se puede producir ozono por la acción de la luz ultravioleta sobre el oxígeno; esto explica el aroma " fresco del aire durante las tormentas eléctricas". • El azufre es el segundo elemento no metal del grupo. A temperatura ambiente es un sólido amarillo pálido que se encuentra libre en la naturaleza. Lo conocían los antiguos y se le menciona en el libro del génesis como piedra de azufre. Las moléculas de azufre contienen ocho átomos de azufre conectados a un anillo; su fórmula es s8 . El azufre tiene una importancia especial en la manufactura de neumáticos de hule y ácido sulfúrico, h2so4 . Otros compuestos de azufre son importantes para blanquear frutos y granos.
• El selenio es un no metal que presenta interesantes propiedades y usos. La conductividad de este elemento aumenta con la intensidad de la luz. A causa de esta fotoconductividad, el selenio se a utilizado en los medidores de luz para cámaras fotográficas y en fotocopiadoras, pero la preocupación que origina su toxicidad ha hecho que disminuya su uso. El selenio también puede convertir la corriente eléctrica alterna en corriente directa; se ha utilizado en rectificadores, como los convertidores que se usan en los radios y grabadores portátiles, y en herramientas eléctricas recargabais. El color rojo que el selenio imparte al vidrio lo hace útil en la fabricación de lentes para señales luminosas. • El telurio, tiene aspecto metálico, pero es un metaloide en el que predominan las propiedades no metálicas. Se emplea en semiconductores y para endurecer las placas de los acumuladores de plomo y el hierro colado. Se presenta en la naturaleza en diversos compuestos, pero no es abundante. El polonio es un elemento radiactivo poco común que emite radiación alfa y gama; su manejo es muy peligroso. Los usos de este elemento se relacionan con su radiactividad, y fue descubierto por marie curie, quien le dio este nombre en honor a su natal polonia.
Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIA
LOS HALOGENOS. • Comprenden el flúor (f), cloro (cl), bromo (br), yodo (i), y ástato (at). El nombre de la familia halógeno proviene de las palabras griegas que significan " formadores de sales". Cada átomo de halógeno tiene siete electrones de valencia. Como elementos, los alógenos son todos diatónicos, tienen dos a tomos por molécula y son demasiado reactivos como para encontrarse libres en la naturaleza. • El primer halógeno, el fluor es un gas amarillo pálido, que es el elemento con mas carácter no metálico de todos. Tienen una fuerte tendencia a ganar un electrón para formar iones fluoruro, f . Tanto la madera como el hule arden en forma espontánea en flúor gaseoso. El flúor se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados fluorocarbonos, como el freon-12, ccl2f2 , que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado. El teflón es un fluorocarbono que es un polímero; tiene unidades moleculares de dos átomos de carbono y cuatro átomos de flúor que se repiten miles de veces en largas cadenas. Los compuestos de flúor también se utilizan para prevenir la caries dental y en ciertos lubricantes.
• El cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, que reacciona con casi todos los elementos. En concentraciones elevadas es muy venenoso, pero es bajas concentraciones puede salvar vidas: se emplea para purificar el agua potable, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo. • El bromo es el único elemento no metálico que es liquido a temperatura ambiente. Este líquido reactivo de color rojo sangre con un vapor rojo, es picante y venenoso; se debe manejar con extremo cuidado. El elemento se obtiene principalmente procesando salmuera extraída de los pozos de Arkansas y Michigan. También se puede obtener bromo del agua de mar, pero esto ya no constituye una fuente importante del elemento. El bromo se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía, colorantes y retardan tés de flama, y en la manufactura de un amplia variedad de otras sustancias químicas, incluso productos farmacéuticos.
• A temperatura ambiente el yodo es un solido cristalino de color gris metálico. Cuando se calienta, el yodo solido se sublima, es decir se transforma, directamente del estado solido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El vapor de yodo presenta un hermoso color violeta brillante. El yodo que es menos abundante que otros halógenos, se obtiene de pozos de salmuera que hay en los campos petroleros de california y Luisiana. El elemento esta presente también en ciertos vegetales marinos, como las algas, los compuestos de yodo se utilizan en productos químicos para fotografía y también en ciertos medicamentos. El cuerpo humano necesita un poco de yodo para elaborar la hormona tiroxina. • Todos los isótopos del astatino son radiactivos. Se cree que la cantidad total de este elemento, existe en la corteza terrestre, es menor que 30 gr. (una onza). Muestras minúsculas de este inestable elemento se sintetizaron por primera vez en la universidad de california, Berkeley, en 1940.
Características y propiedades de los elementos del Grupo VIII A

LOS GASES NOBLES. • Esta familia incluye al helio (he), neón (ne), argón (ar), criptón (kr), xenón (xe) y radón (rn). Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones con otros elementos. • Todos loa gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho en todos los demás). Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. Alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es argón, y los otros gases nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. A excepción del helio, que se extrae de pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado.
• Durante la década de 1890, el químico escoses sir William Ramsey y sus colaboradores, descubrieron la existencia de todos estos elementos excepto el helio y el radón. Cuando janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio par estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva línea en el espectro. Se concluyo que el sol tenía un elemento aun no descubierto que mas tarde recibió el nombre de helio, derivado de la palabra griega helios, que significa el " sol". El primer descubrimiento de la presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895, cuando Ramsey encontró una muestra de mineral de uranio producía helio gaseoso. El radón es un gas radioactivo descubierto en 1900 por friedrich dorn, físico quien encontró que se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del elemento radio.
• Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zepelines), y para mantener bajo presión el combustible líquido de los cohetes Saturno. La propiedad que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". Por ejemplo, el helio y el argón se emplean en la soldadura del arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales con el oxigeno y el nitrógeno del aire. Las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se llenan con una mezcla de argón y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida del filamento. El criptón es más costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantes de ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en fotografía. La brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neón se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene gas neón a baja presión. La naturaleza no reactiva de los gases nobles los hace muy valiosos.
Elementos de transición (Nombre y formas de representación)

Metales de transición.
Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra "b" en muchas tablas. No hay que olvidar, sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b".
En general, las propiedades de los metales de transición son bastantes similares. Estos metales son mas quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición mas elevados que los otros metales. Las densidades, puntos de fusión y puntos de ebullición de los metales de transición aumentan primero y luego disminuyen dentro de cada periodo, conforme aumenta el numero atómico. Esta tendencia es mas notoria en los metales de transición del sexto periodo. Los metales de transición son muchos menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Así, aunque los metales alcalinos, como el sodio o el potasio, nunca se encuentran libres en la naturaleza, si se ha podido encontrar muestras relativamente puras de varios metales de transición, como oro, plata, hierro y manganeso.
Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s mas externo, además de electrones d retenidos con poco fuerza en el siguiente nivel energético mas bajo. Así un metal de transición en particular, puede perder un numero variable de electrones para formar iones positivos con cargas distintas. Por ejemplo, el hierro pueden formar el ion fe ²+ o el Ion Fe³+ se dice que el hierro tienen números de oxidación +2 y +3. Muchos compuestos de metales de transición presentan un colorido brillante gracias a un numero variable de electrones no apareados.
El cobre, la plata y el oro se les llama metales de acuñación. Los tres son buenos conductores de calor y electricidad. El cobre tiene un color rojizo característico, que poco a poco se oscurece conforme reacciona el metal con el oxigeno y los compuestos de azufre del aire. El cobre se emplea de manera extensa en aplicaciones eléctricas, monedas, tubería para agua y en aleaciones muy conocidas como el latón, el bronce y la plata sterling.
La plata con un brillante lustre metálico, es el mejor conductor tanto de calor como de la electricidad. Se emplea en monedas, joyería, contactos eléctricos, circuitos impresos, espejos, baterías, y productos químicos para fotografía. El oro es el mas maleable y dúctil de los metales. Es blando, pero por lo general contiene cantidades pequeñas de otros metales para hacer aleaciones que son mas resistentes. El oro no reacciona con el aire ni con la mayor parte de las sustancias químicas.
Entre otros metales de transición familiares están el cromo, hierro cobalto, níquel y zinc, del cuarto periodo de la tabla periódica. Estos metales se emplean mucho en diversas herramientas y en aplicaciones relacionadas. El hierro es el cuarto elemento mas abundante y es el metal menos costoso. Las aleaciones del hierro, conocidas como acero, contienen cantidades pequeñas de metales como cromo, manganeso y níquel, que le dan resistencia, dureza y durabilidad. El hierro que esta cubierto con una delgada capa de zinc se dice que esta galvanizado. Algo así como la tercera parte de todo el zinc que se produce de emplea para galvanizar alambre, clavos y metal laminado. El zinc es importante en la producción de latón, pilas secas y fundiciones a troquel para objetos automotrices y de ferretería.
Las familias son:
III B (Sc)(Escandio), IV B (Ti)(Titanio), VB (V)(Vanadio) ,VI B (Cr)(Cromo), VIIB (Mn)(Manganeso), tres grupos VIIIB(Fe, Co, Ni )( Hierro, Cobalto y Niquel), IB (Cu)(Cobre) , y IIB (Zn) (Zinc).

Características y propiedades de los elementos del Grupo III B
Se encuentra el escandio sus característica es un metal blando, muy ligero, resistente el ataque del ácido nítrico y fluorhídrico, de color plateado deslustra expuesto al aire adoptando una color ligeramente rosado. Su estado de oxidación más común es +3 y sus sales son incoloras. Sus propiedades son más parecidas a las del itrio y los lantánidos que a las del titanio por lo que suele incluirse con frecuencia entre las tierras raras.Las propiedades del escandio son intermedias entre el itrio y el aluminio; todos éstos se caracterizan por presentar como estado de oxidación más estable el +3 y se encuentran de forma natural (excepto el prometio) en la corteza terrestre, aunque en cantidades relativamente pequeñas. Muchos de los actínido también presentan el +3 como estado de oxidación más estable.

Características y propiedades de los elementos del Grupo IV B
Se encuentra el titanio es un elemento metálico blanco plateado que se usa principalmente para preparar aleaciones ligeras y fuertes. Su número atómico es 27 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico. El titanio posee propiedades mecánicas parecidas al acero tanto puro como en las aleaciones que forma y por esa causa tiene gran variedad de aplicaciones técnicas.El titanio es un material caro y estratégico dado los usos actuales que se hacen del mismo.El titanio puede formar aleaciones con otros elementos tales como, acero, aluminio,vanadio, molibdeno y otros, para producir componentes muy resistentes que son utilizados, por las industrias: aeroespacial, aeronaútica, militar, petroquímica, agroindustrial, automovilística y médica.
Características y propiedades de los elementos del Grupo VB
Se encuentra el vanadio es un metal de transición blanco, dúctil y brillante. Este metal de transición presenta una alta resistencia a las bases, al ácido sulfúrico (H2SO4) y al ácido clorhídrico (HCl). Se obtiene de distintos minerales, así como de petróleos. También se puede obtener de la recuperación del óxido de vanadio (V) en polvos procedentes de procesos de combustión. Tiene algunas aplicaciones nucleares debido a su baja sección de captura de neutrones. Es un elemento esencial en algunos seres vivos, aunque no se conoce su función.
En sus compuestos presenta variados estados de oxidación, siendo los más comunes +2, +3, +4 y +5.

Características y propiedades de los elementos del Grupo VIB
Se encuentra el cromo es un elemento químico de número atómico 24 que se encuentra en el grupo 6 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cr. Es un metal que se emplea especialmente en metalurgia.
Su estado de oxidación más alto es el +6, aunque estos compuestos son muy oxidantes. Los estados de oxidación +4 y +5 son poco frecuentes, mientras que los estados más estables son +2 y +3. También es posible obtener compuestos en los que el cromo presente estados de oxidación más bajos, pero son bastante raros.

Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIB
Se encuentra el magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Su masa atómica es de 24.31. Es el séptimo elemento en abundancia constituyendo del orden del 2% de la corteza terrestre y el tercero más abundante disuelto en el agua de mar. El ion Magnesio es esencial para todas las células vivas. El metal puro no se encuentra en la naturaleza. Una vez producido a partir de las sales de magnesio, este metal alcalino-térreo es utilizado como un elemento de aleación. Este elemento no se encuentra en la naturaleza en estado libre (como metal), sino que forma parte de numerosos compuestos, en su mayoria óxidos y sales. El magnesio elemental es un metal liviano, medianamente fuerte, color blanco plateado.
Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIB
Se encuentra el hierro es un elemento químico de número atómico 26 situado en el grupo 8 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Fe.
Este metal de transición es el cuarto elemento más abundante en la corteza terrestre, representando un 5% y, entre los metales, sólo el aluminio es más abundante. Igualmente es uno de los elementos más importantes del Universo, y el núcleo de la Tierra está formado principalmente por hierro y níquel, generando al moverse un campo magnético. Ha sido históricamente muy importante, y un período de la historia recibe el nombre de Edad de Hierro.
El Cobalto es un elemento químico de número atómico 27 y símbolo Co situado en el grupo 9 de la elementos. Es un metal duro, ferro magnético, de color blanco azulado. Su temperatura de Cure es de 1388 K. Normalmente se encuentra junto con níquel, y ambos suelen formar parte de los meteoritos de hierro. Es un elemento químico esencial para los mamíferos en pequeñas cantidades. El Co-60, un radioisótopo de cobalto, es un importante trazador y agente en el tratamiento del cáncer.
El cobalto metálico está comúnmente constituido de una mezcla de dos formas alotrópicas con estructuras cristalinas hexagonales y cúbica centrada en las caras siendo la temperatura de transición entre ambas de 722 K.
El níquel es un elemento de extraordinaria importancia en la fabricación de aceros inoxidables y resistentes a altas temperaturas. La aleación hierro-níquel con menos de 0,10% de carbono y 36% de níquel tiene una dilatación muy baja, casi nula, entre 0°C y 100°C
Características y propiedades de los elementos del Grupo IB
Se encuentra el cobre es un metal duradero y reciclable de forma indefinida sin llegar a perder sus propiedades mecánicas. Después del acero y del aluminio es el metal más consumido en el mundo. Su empleo en las economías mundiales en el año 2000 se estima que fue de 20 millones de toneladas, de las cuales el 25% procedían de chatarras recicladas.
El cobre posee buenas propiedades mecánicas tanto puro como en las aleaciones que forma y por esa causa tiene gran variedad de aplicaciones técnicas.
La conductividad eléctrica del cobre merece especial mención por ser la adoptada por la Comisión Electrotécnica Internacional en 1913 como base de la norma IACS.1
Características y propiedades de los elementos del grupo IIB
Se encuentra el zinc es un metal, a veces clasificado como metal de transición aunque estrictamente no lo sea, que presenta cierto parecido con el magnesio y el berilio además de con los elementos de su grupo. Este elemento es poco abundante en la corteza terrestre pero se obtiene con facilidad. Una de sus aplicaciones más importantes es el galvanizado del acero. Es un elemento químico esencial.
Es un metal de color blanco azulado que arde en aire con llama verde azulada. El aire seco no le ataca pero en presencia de humedad se forma una capa superficial de óxido o carbonato básico que aísla al metal y lo protege de la corrosión. Prácticamente el único estado de oxidación que presenta es el +2. En el año 2004 se publicó en la revista Science el primer y único compuesto conocido de zinc en estado de oxidación +1, basado en un complejo organometálico con el ligando pentametilciclopentadieno. Reacciona con ácidos no oxidantes pasando al estado de oxidación +2 y liberando hidrógeno y puede disolverse en bases y ácido acético.


Metales de transición internos.
Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. Localiza el lantano con el numero atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los elementos con numero atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, mas electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actinio (los elementos con numero atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, mas electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.
Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos mas nuevos han permitido bajar los costos de purificación. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de arco de carbono, laseres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los cinescopios de televisión.
Elementos transuránicos.
El uranio, con el numero atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos y tiene mas protones que cualquier otro elemento presente en la naturaleza. En 1940 se sintetizo un nuevo elemento con 93 protones en la universidad de California en berkeley. Este elemento, llamado neptunio, es el primer miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92. A estos elementos se les llama transuránicos, y todos ellos son radioactivos. El plutonio también se sintetizo en 1940; en la actualidad se produce como un producto secundario de reactores nucleares. Hasta ahora se han producido 16 elementos transuránicos; algunos de ellos son bastante estables, en tanto que otros sufren con facilidad una desintegración radioactiva. Los nombres de los elementos del 95 al 103 se derivaron de lugares y científicos importantes. Los elementos del 95, 97 y 98 recibieron su nombre en honor de América, berkeley y California, respectivamente. Los elementos con números atómicos 96, 99, 100, 101, 102, y 103 fueron bautizados, respectivamente, en honor a los Marie Curie, Pierre Curie, Albert Einstein, Enrico Fermi, Mendeleiev, Alfred Nobel y Ernest Orlando Lawrence (inventor del ciclotrón). En 1994 se propuso formalmente que el elemento 106 se llamara seaborgio (sg) en honor de Glenn Theodore Seaborg, por su trabajo con los elementos transuránicos.
El equipo que se requiere para producir nuevos elementos transuránicos se ha vuelto mas complejo, pero no hay razón para dudar de que sinteticen elementos adicionales, o de que se encuentren nuevos usos para los elementos naturales y sintéticos.

Características y propiedades de los elementos lantánidos, o del f1 al f14

Parten del elemento 58, el Cerio (Ce) hasta el 71, el Lutecio (Lu). Estos elementos corresponden al llenado del subnivel 4f. Ellos son: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.
Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.
Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.
Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc.
Características y propiedades de los elementos actínidos, o del f1 al f14.
Completan el período 7 con 25 elementos hasta el momento, desde el Francio hasta el recién descubierto, y aún sin nombre, elemento 111; este subnivel está incompleto. Los elementos desde el 90 hasta el 103, Torio (Th) hasta el Laurencio (Lr) constituyen esta serie y corresponden al llenado 5f. Este período está incompleto y podría terminar en el elementos 118, que podría ser un gas noble y tener propiedades similares a las del Radón (Rn).
Ellos son: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.
Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.
Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo.
Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.
Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.

Formación de iones de los elementos
El átomo de cualquier elemento, es neutro, es decir, contiene igual número de cargas positivas y negativas. Es decir, el átomo posee en su núcleo una cantidad equivalente a la cantidad de electrones que giran a su alrededor. Esto produce un equilibrio exacto de cargas positivas y negativas. Se conoce como ión a la partícula cargada que se forma cuando un átomo recibe o retira uno o más electrones. Por ejemplo, el átomo de sodio posee 11 protones y 11 electrones, si se retira uno de esos electrones, la carga positiva será mayor que la de los electrones por tanto deja de ser un átomo y se convierte en una partícula cargada llamada ión sodio, que se representa como Na +1. El cloro, posee 17 protones en el núcleo y 17 electrones girando a su alrededor, si recibiera u electrón, entonces se convertiría en una partícula con carga negativa (pues está en exceso la cantidad de electrones comparada con la de los protones en el núcleo) esta partícula se llama ión cloro y se representa Cl-1. Esta situación puede ocurrir con cualquier átomo de los elementos y el proceso es lo que conocemos como formación de iones, tan indispensable para formar los compuestos existentes.
Los iones con carga positiva reciben el nombre de cationes y los de carga negativa, aniones. Por tanto los elementos que tienden a perder electrones se conocen como cationes, y por lo general son los metales mientras que los que reciben electrones reciben el nombre de aniones y por lo general son los no metales.
CATIONES (o iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma catiónica, el nombre del catión es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ión sodio
Ca+2, ión calcio
Al+3, ión aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes), cada ión debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El sistema establecido por la IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre (II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ión cuproso y a Cu +2 ión cúprico ( II).
Los cationes de los elementos metálicos se nombran según sea el elemento metálico, ejemplo catión Magnesio, catión potasio, catión sodio, catión aluminio y en su escritura se coloca como exponente, con signo positivo la cantidad de electrones que pierde el elemento para convertirse en ión (Mg+2 , K+1, Na+1, Al+3).
ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos, pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del ácido Terminación del anión
hídrico uro
ico ato
oso ito
En el caso de los aniones, estos tendrán como exponentes con signos negativos, la cantidad de electrones que pueden recibir, y s cada uno de estos iones se le añade la terminación uro a la raíz del nombre del átomo: Cl-1, cloruro (de cloro), Br-1 bromuro (de bromo), F-1 fluoruro ( de flúor), N-3 nitruro ( de nitrógeno), S-2 sulfuro ( de azufre). En el caso del oxígeno, que es un no metal, y gana dos electrones O-2 el anión recibe el nombre de óxido.
Capacidad de enlace o valencia y su representación en la Tabla periódica

Valencia es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se trata de un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos.
Las características de un elemento dan origen a su capacidad de combinación, por ejemplo, la valencia del hidrógeno es uno, esto quiere decir que sólo tiene la única capacidad de combinarse, el calcio tiene valencia dos, es decir, tiene dos capacidades de combinación.
Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:
Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se trata de un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos.
Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:
METALES.

VALENCIA 1 VALENCIA 2 VALENCIA 3
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zinc
Cadmio
Bario
Radio Be
Mg
Ca
Sr
Zn
Cd
Ba
Ra Aluminio Al
VALENCIAS 1, 2 VALENCIAS 1, 3 VALENCIAS 2, 3
Cobre
Mercurio Cu
Hg Oro
Talio Au
Tl Níquel
Cobalto
Hierro Ni
Co
Fe
VALENCIAS 2, 4 VALENCIAS 2, 3, 6 VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7
Platino
Plomo
Estaño Pt
Pb
Sn Cromo Cr Manganeso Mn






NO METALES.

VALENCIA -1 VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7 VALENCIA -2
Flúor F Cloro
Bromo
Yodo Cl
Br
I Oxígeno O
VALENCIAS +/-2, 4, 6 VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5 VALENCIAS +/- 3, 5
Azufre
Selenio
Teluro S
Se
Te Nitrógeno N Fósforo
Arsénico
Antimonio P
As
Sb
VALENCIAS +/-2, 4 VALENCIA 4 VALENCIA 3
Carbono C Silicio Si Boro B

HIDRÓGENO.
VALENCIA +/-1
Hidrógeno H

Se denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones. Los electrones de esta capa reciben el nombre de electrones de valencia y determinan la capacidad que tienen los átomos para formar enlaces.

Hay dos tipos de valencias:
Valencia iónica: es el número de electrones que un átomo gana o pierde al combinarse con otro átomo mediante un enlace iónico.
Valencia covalente: es el número de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente.



Carga iónica o número de oxidación y su representación en la Tabla periódica

Existe un concepto más exacto conocido como número de oxidación (o estado de Oxidación) y corresponde a la valencia con signo positivo o negativo. Este signo depende de la capacidad del elemento para ceder electrones, capacidad dada por la característica metálica o no metálica de él; por ejemplo, el sodio es un elemento metálico de valencia 1, por ser un metal que tiende a ceder 1 electrón, por lo que su estado de oxidación es +1. Otro ejemplo, el oxígeno es un elemento no metálico de valencia 2, en la mayoría de sus compuestos, por ser un no metal tiende a captar dos electrones por lo que su estados de oxidación es -2. En base a los estados de oxidación se originan los enlaces entre átomos.
En la siguiente Tabla periódica observamos las valencias y estados de oxidación de algunos elementos:










Valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poliatómicos
En la siguiente Tabla se muestran estados de oxidación de algunos elementos conocidos.


Elemento Símbolo E. de O. Elemento Símbolo E. de O.
Litio Li +1 Hidrógeno H (-1), +1
Sodio Na +1 Flúor F -1
Potasio K +1 Oxígeno O (-1), -2
Cesio Cs +1 Cloro Cl (-1),+1,+3,+5,+7
Plata Ag +1 Bromo Br (-1),+1,+3,+5,+7
Berilio Be +2 Yodo I (-1),+1,+3,+5,+7
Magnesio Mg +2 Nitrógeno N (-3),+1,+2,+3,+4,+5
Calcio Ca +2 Fósforo P -3,+3,+5
Bario Ba +2 Arsénico As (-3),+3,+5
Cinc Zn +2 Antimonio Sb (-3),+3,+5
Cadmio Cd +2 Azufre S (-2),+4,+6
Aluminio Al +3 Selenio Se (-2),+4,+6
Mercurio Hg +1,+2 Teluro Te (-2),+4,+6
Cobre Cu +1,+2 Carbono C (-4),+2,+4
Oro Au +1,+3 Silicio Si (-4),+4
Hierro Fe +2,+3 Boro B (-3),+3
Cobalto Co +2,+3
Níquel Ni +2,+3
Plomo Pb +2,+4
Estaño Sn +2,+4
Platino Pt +2,+4

En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como:
Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como
ó

y

Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.
El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tenía una átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.
Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En este texto se utilizan las siguientes reglas para asignar dichos números:
En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tienen un número de oxidación de cero. Así, cada átomo de H2, Br2, Na, Be, K, O2 Y P4 Tiene el mismo número de oxidación: cero.
También entran en esta categoría las moléculas simples o diatómicas.
0 0 0 0
Al ; H2 ; O2 ; O2 ;


El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+
1+ 1+ 1+
HClO ; KOH ; H2O
Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1-
1- 1-
MgH2 ; LiH
El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2-
2- 2- 2-
CO2 ; Al2O3 ; H2O
Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-
1- 1-
K2O2 ; H2O2

Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ión. Entonces, Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ión ba2+, +2; el fe3+, +3; el ión I-, -1; el ión O2-, -2, etcétera. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1, y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, cuando están combinados
es siempre Positivo y numéricamente igual a la carga del ión.

1+ 2+ 3+
KBr ; MgSO4 ; Al(OH)3

3. El número del oxidación del oxigeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O) es –2, pero en el peróxido de hidrogeno (H2O2) y en el ión peróxido (02-2) es –1.
4. El numero de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando esta enlazado con metales en compuestos binarios. en estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su numero de oxidación es –1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando existen como iones halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con oxigeno –por ejemplo en los oxiácidos y oxianiones- tienen números de oxidación positivos.
El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos
y sus respectivas Sales es 1-

1- 1- 1- 1-
HF ; HCl ; HBr ; HI
en cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido
y respectivas Sales es 2 -
2- 2- 2-
H2S ; Na2S ; FeS


6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero.
Se calcula primero multiplicando la cantidad de átomos de cada elemento
por su respectivo Nº de oxidación, y sumando ambos resultados, dicha suma
debe ser igual a cero.
Ejemplos:
Determinar el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: CO2 ; Fe2O3; CaS; PbO2
4+ 2-
C
O2 = 1 x ( 4+ ) + 2 x ( 2- )

4+ 2-
C O2 = [ 4+ ] + [ 4- ]

4+ 2-
C O2 = 0 Porque como toda molécula es NEUTRA

3+ 2-
Fe2 O3 = 2 x ( 3+ ) + 3 x ( 2- ) = [ 6+ ] + [ 6- ] = 0



2+ 2-
Ca S = 1 x ( 2+ ) + 1 x ( 2- ) = [ 2+ ] + [ 2- ] = 0

4+ 2-
Pb O2 = 1 x ( 4+ ) + 2 x ( 2- ) = [ 4+ ] + [ 4- ] = 0


















7- En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos
debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio, nh4+, el número
de oxidación del n es –3 y el del h es +1, por lo tanto, la suma de los números de
oxidación es –3 +4 (+1) = +1, que es igual a la carga neta del ión.
8. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el números de oxidación del o en el ión superóxido, O2- es –1/2.
Variación en la Tabla periódica de algunas propiedades de los elementos








- Afinidad electrónica y su variación en la Tabla periódica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en su estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en un ión negativo también gaseoso.
La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta energía.
Los átomos neutros con orbitales incompletos tienden por lo general a atraer electrones. El campo energético que acompaña a la adición de un electrón se conoce como afinidad electrónica.
Para el Mg y el Cl dicho proceso puede representarse como sigue:
Mg (g) + e- + energía ! Mg- (g)
Cl (g) + e- ! Cl- (g) + energía
En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.
La adición de un segundo electrón a un ión mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un suministro de energía.
A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.
Electronegatividad y su variación en la Tabla periódica
La electronegatividad es la capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente, al aumentar el número y el radio atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ión negativo por ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
La electro afinidad aumenta en un grupo de abajo hacia arriba, mientras que en un período aumenta de izquierda a derecha; entonces, por ejemplo, esta aumenta del grupo I al VII y disminuye del VII al I grupo.
Carácter metálico y su variación en la Tabla periódica.
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
Algunos metales con sus estados de oxidación son:
Li, Na, K, Rb, Cs, Ag: +1
Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd, Mg, Be: +2
Cu, Hg: +1, +2
Al: +3
Sn, Pb: +2, +4
Fe, Co, Ni: +2, +3
Mn: +2, +3, +4, +6, +7
Algunos no metales con sus estados de oxidación son:
Cl, Br, I: -!, +1, +3, +5, +7
C, Si: +4
S, Se, Te: +2, +4, 6+
N, P, As, Sb: +3, +5


De los 112 elementos que se conocen sólo 25 son No Metálicos, los cuales se clasifican de la siguiente forma:

25 NO METALES
NO METALES METALOIDES GASES NOBLES
11 8 6
H C N O P S Se F Cl Br I B Si Ge As Sb Te Po At He Ne Ar Kr Xe Rn


La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza combinados químicamente en forma de minerales. Un mineral es una sustancia de origen natural, con una composición química característica, dentro de cierto intervalo. Un depósito mineral cuya concentración es adecuada, en el aspecto económico, para extraer el metal deseado se conoce como mena. En la tabla se enlistan los principales tipos de minerales que forman los metales al combinarse.

TIPO MINERALES
Metales sin combinar Plata, Oro, Bismuto, Cobre, Paladio y Platino
Carbonatos Carbonato de Bario BaCO3 (witherita), Carbonato de Calcio CaCO3 (calcita, piedra caliza), Carbonato de magnesio MgCO3 (magnesita), CaCO3.MgCO3 (dolomita), Carbonato de Plomo PbCO3 (cerusita), Carbonato de Zinc ZnCO3 (smithsonita)
Halogenuros Floruro de Calcio CaF2 (fluorita), Cloruro de Sodio NaCl (halita), Cloruro de potasio KCl (silvita), Na3AlF6 (criolita)
Oxidos Oxido de Aluminio dihidratado Al2O3.2H2O (bauxita), Oxido de Aluminio Al2O3 (corindón), Oxido Férrico Fe2O3 (hematita), Oxido cuproso Cu2O (cuprita), Oxido de manganeso MnO2 (pirolusita), Oxido Estánnico SnO2 (casiterita) Oxido de Titanio TiO2 (rutilo), Oxido de Zinc ZnO (cincita), Fe3O4 (magnetita)
Fosfatos Fosfato de Calcio Ca3(PO4)2 (roca fosfórica), Ca5(PO4)3OH (hidroxiapatita)
Silicatos Be3Al2Si6O18 (berilo), ZrSiO4 (cirsón), NaAlSi3O8 (albita), Mg3(Si4O10)(OH)2 (talco)
Sulfuros Sulfuro de Plata Ag2S (argentita), Sulfuro de Cadmio CdS (grenoquita), Sulfuro cuproso Cu2S (calcocita), FeS2 (pirita), HgS (cinabrio), PbS (galena), ZnS (esfalerita)
Sulfatos
BaSO4 (barita), CaSO4 (anhidrita), PbSO4 (anglesita), SrSO4 (celesita), MgSO4.7H2O (epsomita)










Una clasificación de los metales de acuerdo con sus minerales puede realizarse directamente en la tabla periódica:




En el siguiente cuadro comparativo vemos la clasificación de los metales de acuerdo a la utilidad que le damos en la vida diaria:
Clasificación de los metales por su utilidad

Grupo Metales Aplicación
I Na, Li, K, Rb, Cs
Elaboración de jabón, cerámica industrial, neutralización de suelos ácidos con CaO, cementos a partir de CaCO3, CaSO4
II Be, Mg, Al Aleaciones (Mg,Al,Mn, resisten más que el acero y es más ligero), construcción (de aviones, automóviles, herramientas)
III Fe, Co, Ni, Cr, V,
Mn, Ti, Mo Herramientas, maquinaria, aceros(industria) especialmente Fe, Cr, Ni,V) El vanadio resiste vibraciones y golpes, se usa para hacer automóviles.
IV Cu, Zn, Cd, Pb, Hg Aleaciones (latón Cu-Zn) (bronce Cu-Sn) plata alemana (Cu, Zn, Ni) monedas (Cu-Ni)
V Ag, Au, Pt Joyeria, material para el laboratorio
Potencial de ionización y su variación en la Tabla periódica
El potencial de ionización Cantidad de energía que se necesita para separar el electrón mas fuertemente unido de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental (estado energético mas bajo). La entidad en que se transforma el átomo al perder un electrón es en un ión gaseoso monopositivo.
Esta definición corresponde a la primera energía de ionización. Se denomina segunda energía de ionización a la que se necesita para extraer de un ión gaseoso monopositivo el electrón que este menos fuertemente unido. Las sucesivas energías de ionización se definen de manera semejante.
Estas energías se determinan por interpretación de los espectros de emisión o de absorción, y a través de experiencias directas en las que se mide la variación de energía que tiene lugar en el proceso.
M(g) M+(g) + e
Donde M representa un átomo de cualquier elemento.
Las energías de ionización varían de la misma forma a lo largo de cada periodo y de cada grupo de la tabla periódica. Dentro de cada periodo, los metales alcalinos tienen la misma energía de ionización, y los gases nobles la máxima. Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el tamaño de los átomos, es decir, al descender en el grupo.


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

El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia
En los átomos podemos encontrar regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de numero atómico pequeño y los grandes los de numero atómico grande.
Los átomos son materia, tienen masa y ocupan un lugar en el espacio: volumen. Existen átomos pequeños y grandes, lo que lo diferencia en punto de comparación con otros aspectos es que, en los átomos podemos encontrar una regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de número atómico pequeño y los grandes de número atómico grande. Sin embargo, en un período, los átomos en general son más pequeños a medida que aumenta el número atómico. Definimos el tamaño de un átomo por la distancia (radio) que existe desde el centro del núcleo hasta el espacio que ocupa el electrón más externo que generalmente es el electrón diferenciante. Normalmente, a los átomos los consideramos esféricos.
Concepto de enlace para la formación de compuesto Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

• Enlace iónico, si hay atracción electrostática.





En la imagen se muestra cómo se forman los compuestos iónicos, en la formación de cristales de cloruro de sodio o sal común.
• Enlace covalente, si comparten los electrones.
• Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
• Enlace metálico, los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.







-Tipos de enlace
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. Véase Metales.
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.
En el siguiente cuadro vemos un resumen esquematizado de los tipos de enlaces que existen.








ENLACE IÓNICO: Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.
EJEMPLO:

ENLACE COVALENTE Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. EJEMPLO:

Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. EJEMPLO:

Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales EJEMPLO:

Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos.
EJEMPLO:

ENLACE METÁLICO Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.




Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. = se formará un enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0. = el enlace formado será covalente polar
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.5 = el enlace será covalente puro (o no polar).

EJEMPLOS:
Qué tipo de enlace se formará entre H y O?

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24
1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.

Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3.
Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia.
(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura de lewis será:

El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto.
(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son: y con Cl (3s2 3p5) son: la estructura electrónica o de Lewis será

El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto
Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.
Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:

El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble





Enlaces sencillos y algunos ejemplos de compuestos
Enlaces dobles y triples y algunos ejemplos de compuestos
Son representados por dos átomos comprometidos en el enlace que comparten dos pares de electrones.
Al representar la estructura de Lewis para el CO2 con el solo hecho de formar enlaces simples no se puede satisfacer la valencia del carbono(+4), y además no se cumple la ley del octeto en cambio al formar enlaces dobles lo ya mencionado si se puede cumplir entonces la estructura seria:

O : : C : : O
Aquí podemos observar la unión del carbono a cada uno de los átomos del oxigeno debido a la formación de dos pares de elementos.

Este tipo de enlace se da con 2 átomo que a su vez comparten tres pares de electrones con un ejemplo tenemos la molécula de acetileno, C2H2.
H : C :. .:C : H

A un átomo de hidrógeno al cual se le haya quitado su electrón de valencia (siendo entonces, un Ion hidrogenado, H+) se coloca en contacto con su molécula de amoniaco, este le brinda y le da a dicho Ion el par de electrones "libres" que tiene, para distribuirlo con él, comprobando así que de este modo un enlace coordinado.
A este resultado se le denomina Ion Amonio, NH4 +, y es representado de esta manera:

H + H +
x x
H x N x N O H N H
x
H H


En esta forma análoga se obtiene el Ion hidronio, H3O+, entre el Ion hidrógeno y la molécula de agua.
En estos dos casos, el Ion resultante continua con carga positiva del hidrógeno.






1.3.1.3- Enlace iónico, covalente (polar y coordinado) y algunos ejemplos de compuestos



Existen casos en los cuales el par de electrones compartidos pertenecen a uno solo de los átomos. Aunque estos casos se tiene un Enlace covalente coordinado, y son representados por una flecha que va del átomo que aporta los electrones al que los recibe.
Vamos a ver un ejemplo: Amoníaco
que es representado así

xx
H x N x H x: electrones de valencia del N
. x . .: electrones de valencia del H.

Enlace covalente no Polar

Es aquel en el que los electrones son repartidos en una forma equitativa entre los átomos que participan y que por consiguiente no produce ninguna carga el electrón dentro de las moléculas. Podemos entonces decir que la electronegatividad entre los átomos es similar.
Una de las formas de representar este tipo de enlace es mediante el uso del método de electrón de punto y esto consiste en que sean señalados con los puntos, es decir que el electrón cuya capacidad externa, en torno a la letra que representa el átomo.
Un ejemplo puede ser una molécula de metano, que la encontramos formada por los átomos







de carbono y cuatro de hidrógeno y se sabe que los electrones de la capa externa son aquellos que giran alrededor de ambos núcleos

Enlace Covalente polar

Aquí la electronegatividad de los átomos que forman la molécula es diferente.
Esta desigualdad hace que los elementos repartidos sean recolectados con mayor fuerza hacia un elemento que el otro. Un modelo es la formación de la molécula de agua H2O.




Ya conocido el significado de la electronegatividad, podemos comprender su verificación en los enlaces en una molécula.
Tomaremos por ejemplo, a un átomo de Sodio y otro de Cloro. De este par podemos decir:
Na (alcalino, grupo I): Poco electronegatividad (0.9)
Cl (halógenos, grupo VII): Muy electronegativo (3.0)
Los valores de electronegatividad, indican que el sodio tiene una gran facilidad para ceder electrones y que, por otro lado, el cloro despliega una gran atracción sobre ellos.
La resolución de estos son los dos procesos:

Na- 1e- ---- Na+ (ión Sodio, positivo)

Cl + 1e- ----- Cl- (ión cloruro, negativo).
Este par de ecuaciones comprende procesos de Ionización, o procesos en los que hay formaciones de iones. En el primer caso se ha formado el ión Sodio que se encuentra cargado positivamente, ya que en el átomo, peculiarmente neutro, ha otorgado un electrón, y por lo tanto quedaría con una carga positiva de más.
En otro proceso, el cloro toma el electrón que cedió a el sodio y quedo con carga negativa, como Ion cloruro.
Podemos decir que estos dos procesos, nos han llevado a la formación de iones, que son los átomos o grupos de átomos que se cargan eléctricamente. En el caso nuestros este par de iones tienen carga contraria; este proceso hace que ellos se atraigan entre sí de este modo se le da forma a los enlaces de los dos átomos, lo cual nos lleva a la formación de la molécula de cloruro de sodio, NaCl.. Ella puede representarse como:
Na+ + Cl ----- Na + Cl
Como podremos observar el resultado neto de los casos hechos anteriormente es una muestra desprendimiento del electrón de Sodio(Na) al átomo de cloro(Cl).
Estos enlaces que son verificados por traspasos de los enlaces de un átomo se les llama Enlaces Iónicos o electrovelente.
Debemos de percatarnos que el par de átomos responsabilizados en el enlace quedaran con su configuración estable. .Por consiguiente en sodio queda con ocho electrones en su ultimo nivel, y el cloro con ocho en su nivel exterior.. Citamos el ejemplo de enlace iónico que más instruye muy claramente la ley del octeto, el aquel que verificamos con el magnesio y el cloro para formar el cloruro de magnesio, MgCl2. El consta de dos electrones de valencias (el pertenece al grupo II), el cloro, siete siendo sus electronegatividades 1,2 y 3,0, correspondiente los valores indican la atracción mayor del cloro por sus electrones. El átomo de magnesio queda cediendo sus dos electrones exteriores pero el átomo de cloro solamente puede formar uno requiriendo por tanto dos átomos de cloro para cada uno de magnesio la forma esquemática de la formación del cloruro de magnesio, puede ser representado por las ecuaciones.
Mg: ---2e ----- Mg ++
2 :Cl: + 2e- ----2 :Cl:
Mg ++ 2 :Cl : ----Mg ++ :Cl: -2
En estos ejemplos se pueden notar que se representan moléculas como:
Na + :Cl: y Mg++ :Cl: -2 en vez de NaCl y MgCl2.
Esto indica que se quiere hacer énfasis en el hecho en que los enlaces iónicos - como es indicado por su nombre - realmente formado por la atracción entre dos iones.
El enlace iónico es realizado cuando un átomo tiene una electronegatividad baja y el otro alta, el enlace es más iónico entre más diferentes sean las electronegatividades.
Se deduce de lo anterior que los elementos de los grupos I y II (muy electropositivos), se forman enlaces iónicos con los grupos VI y VII (muy electronegativos).En el grupo VIII los elementos como ya vimos son muy inactivos.
Analizaremos ahora en caso de la molécula de cloro, Cl2. Los átomos de cloro, necesita un electrón para completar su octeto, generalmente ambos tienen igual atracción por electrones.
Los dos átomos obtienen como resultado que comparten entre si un par de electrones, cumpliendo así este caso también con la ley del octeto.
A los enlaces que se verifiquen por el compartimiento de electrones, es denominado como Enlace Covalente.
Se representan los enlaces por una línea pequeña o guión, entre los átomos por símbolos comprendidos en él.
En átomos que no son iguales, son muy semejantes en cuanto a la atracción de electrones se refiere, como es indicado, específicamente por sus valores respectivos de electronegatividad: 3.0 y 2.8, para cloro y bromo.
La atracción ejercida por cada átomo sobre los electrones es muy similar, estos son compartidos y el resultado de su enlace será covalente.
Si se comparte solamente un par de electrones puedes tener un enlace covalente Simple, además existen también enlaces Dobles y Triples, estos se dan cuando hay dos o tres pares de electrones.
Enlace de hidrógeno y algunos ejemplos de compuestos
- Enlace metálico y algunos ejemplos de compuestos
Entre los compuestos existentes elementos tenemos que 16 son no metálicos; 8 de ellos semimetálicos metaloides y el resto, metales. De todos los elementos las tres cuartas partes son metales he ahí su importancia!. Entre los más representativos hay 7 elementos estos son de transición y todos los de transición interna son considerados metales, completamente opuestos son sus propiedades, a las sustancias que ya se han estudiado anteriormente.
Se caracterizan los metales por tener baja energía de ionización, también tiene baja afinidad electrónica y baja electronegatividad, suelen perder fácilmente uno, dos o tres electrones, que forman compuestos iónicos con los no metales además es fácil suponer que el traslado de electrones de un metálico a otro átomo también metálico que no es mecanismo de unión entre ellos.
Al adquirir de uno o más electrones no se confiere al átomo metálico su configuración electrónica estable, propia de los gases nobles. Por tal razón, no es posible pensar en forma de enlaces covalentes, en la formación esta supeditada a adquirir estructuras estables de parte de átomos enlazados.
Es posible definir al enlace metálico como una estructura de iones positivos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. Estos electrones de valencias dejan de corresponder en un átomo en especial y se mueve independientemente alrededor de los iones positivos.
El resultante de esta deslocalización es responsable de la resistencia metálica de los metales, y a la gran fuerza cohesiva resultante.
La movilidad de los electrones en los metales es la baja energía de ionización y los numerosos orbitales vacíos que tienen en el mismo nivel; esto da razón a los electrones movilizarse entre dos o más núcleos positivos, estas razones que explican la movilidad de los electrones en los metales.


- Variación del enlace en los compuestos binarios y ternarios Ya hemos visto que la manera "localizada" de describir los enlaces en base a electrones dirigidos hacia sitios específicos según la geometría de la molécula, es de gran utilidad para disponer de una interpretación de los enlaces. Sin embargo, existen algunos problemas que se arreglan mediante el uso de la Teoría de los Orbitales Moleculares. Esta última difiere del tratamiento en base a Orbitales Híbridos en varios aspectos, el principal se refiere a que los Híbridos se construyen para mostrar la formación de enlaces " dirigidos", a diferencia de los Orbitales Moleculares que son más generales en su planteamiento para describir la configuración electrónica en moléculas. Permiten corregir varias dificultades presentes en los híbridos, como ser:
Los híbridos suponen que los electrones son locales en los enlaces, lo cual no es totalmente correcto. Mas bien, lo que existe es una posibilidad alta que carga electrónica se ubique en la dirección de los enlaces, no descartando que también pueda ocupar otras regiones de la molécula. Esta anomalía es corregible mediante las llamadas " estructuras de resonancia" como ya se ha visto.
Para formar enlaces con participación de híbridos, es necesario disponer de pares de electrones, compartidos o no, para dirigirlos hacia posiciones específicas de la geometría de las moléculas. Pero, ¿Qué ocurre en las moléculas que presentan electrones no apareado? Esta situación no la contempla el esquema de híbridos moleculares.
La Energía de Enlace tampoco es un concepto que aparece en los híbridos, en circunstancias que sabemos que hay enlaces más difíciles de romper que otros.
Para comenzar el estudio de los OM’s, veamos lo que sucede con la molécula H2... Sabemos que su energía mínima cuando se forma un enlace H-H, vale -458 kJ/mol. Esto significa que H2, comparada con la de los átomos separados H + H, es 458 kJ/mol más estable que los átomos separados considerados cada uno a energía 0.0 kJ/mol. Todos estos hechos los muestra el diagrama donde se observa que la separación entre los H en el equilibrio, adquiere el valor de 74 PM (1pm=1•10-12m). Esta es simplemente la distancia de enlace H-H.

Es fácil construir una teoría que de cuenta de lo que ocurre durante la formación de la molécula de Hidrógeno





El siguiente diagrama ilustra el resultado de la Combinación Lineal de Orbitales Atómicos LCAO, para formar dos Orbitales Moleculares, uno enlazante y otro antienlazante Obsérvese que al sobreponer ambos OA's 1s con signo +, suman positivamente las contribuciones de ambos OA's en la zona de enlace, formando la figura enlazante. En cambio la combinación con signo - hace que los positivo de 1sa se cancele con la contribución negativa de 1sb produciendo un diagrama cortado, sin sobre posición impidiendo un enlace entre hidrógenos conocido como antienlace.






CLORUROS FÓRMULA COLOR DE LA LLAMA LÍNEA CARACT.
Sodio
Potasio
Litio
Calcio
Estroncio
Bario NaCl
KCl
LiCl
CaCl2
SrCl2
BrCl2 Amarillo
Lila
Carmesí
Indigo
Azul
Verde amarillento 5890 Å
4044 Å
6708 Å
4226 Å
4607 Å
5535 Å




Familias metálicas de los elementos y su configuración electrónica.
Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico.

Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia; tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.
Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad.
Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel, y otros.
Los grupos están constituidos por los siguientes elementos:
Grupo 1: Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. ( El hidrógeno está en este grupo pero no es metal)
Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio.
Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos
Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio.
Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio.
Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio.
Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio.
Grupo 8: Hierro, rutenio, osmio, hassio.
Grupo 9: Cobalto, rodio, iridio, meitnerio.
Grupo 10: Níquel, paladio, platino, ununnilio.
Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio.
Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio.
Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio.
Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio.
Grupo 15: Bismuto, ununpentio.
Grupo 16: Polonio, ununhexio.
Metales Alcalinos

Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (grupo I A), son metales muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. El nombre proviene de sus propiedades básicas (alcalinas). Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro.
Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. En estado sólido forman redes cúbicas.
Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo. El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño.
Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente). También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros.
Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes. Con el amoníaco líquido dan soluciones de color azul en las que hay electrones libres ocupando cavidades formadas por moléculas de amoníaco; estas soluciones se emplean para reducir compuestos orgánicos; parece que en estas soluciones existen especies M-1. Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad.
Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.
Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.
Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones.
- Metales Alcalinotérreos
Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
Constituyen algo mas del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro.
Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos.
Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.
Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todos, el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.
Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1.
Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).
El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.


Metales de transición o Metales relacionados

Se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.
La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables.

- Familias no metálicas de los elementos y su configuración electrónica
- Gases nobles
Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.
El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).
Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.
Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.
Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).

Familia del boro o de elementos térreos
Son elementos bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc.
Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; no se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3.
Familia del carbono o carbonoide
Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición.
Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.
No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo.
Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles.
El plomo es tóxico.

- Familia del nitrógeno o nitrogenoide
Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.
La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último.
Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.
En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc.
El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.

Calcógenos o anfígenos

El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases.
El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10-14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo.
El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.
El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas.
La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico.
El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad.
Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.

Halógenos

El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales".
No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.
Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.
Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico.
A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia:
Sólido- Iodo, Astato
Líquido- Bromo
Gas- Flúor, Cloro
Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico.
Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos.
En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los compuestos de estos elementos son muy importantes y útiles.
Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos.
El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.









2- Formación, formulación y nomenclatura de los compuestos químicos binarios, ternarios y superiores

FORMACION DE COMPUESTOS BINARIOS Y TERNARIOS
Las principales combinaciones químicas son las siguientes
No metal Metal
+ + + +
Hidrógeno oxígeno oxígeno hidrógeno

hidruro no metálico óxido ácido óxido básico hidruro metálico
+ + +

agua agua agua

hidrácido(H+) oxácido hidróxido (OH-)

Ácido + Hidróxido o Base Sal + Agua
Estas reglas de formación de los distintos compuestos son generales, salvo en el caso de los hidrácidos. Como veremos luego, no todos los hidruros no metálicos producen hidrácidos cuando se los disuelve en agua.
Se llaman compuestos BINARIOS a aquellos que están formados por dos elementos.
Comprenden:
a) Oxidos básicos: Metal + Oxígeno
b) Oxidos ácidos: No metal + Oxígeno

No metal + Hidrógeno
c) Hidruros
Metal + Hidrogeno

d) Hidrácidos: Hidruros provenientes del Flúor, Cloro, Bromo, Yodo o Azufre en
solución acuosa.
Veamos algunas reglas para la formación de compuestos binarios:

1.- Elementos de igual número de oxidación, se combinan átomo a átomo
Formula
HCl
KCl
CaO

2.- Cuando uno de los átomos tiene número de oxidación impar, se intercambian los números que corresponden a sus números de oxidación, y los mismos se colocan como subíndices en la fórmula empírica del compuesto.

Na +1 + O -2 Na2O
Se lee: Oxido de Sodio

Al+3 + O-2 Al2 O3
Se lee: Oxido de Aluminio

3.- Cuando los elementos que se combinan tienen número de oxidación par, pero no igual, se divide el mayor por el menor y el número resultante se coloca como subíndice en el elemento de menor número de oxidación.

Sn +4 + O-2 Sn O2
Se lee: Oxido de Estaño IV

OXIDOS BASICOS: Resultan de la combinación de un metal con él oxigeno

4Na + O2 2Na2O

2Ca + O2 CaO

4Al + 3O2 2Al2O3

veamos como se denominan los óxidos básicos
1.- Si el metal que forma el óxido tiene un solo número de oxidación, se antepone la palabra óxido al nombre del metal. Oxido de Sodio, Oxido de Calcio y Oxido de Aluminio.
2.- Si el metal que forma el óxido, tiene número de oxidación variable, se agrega al nombre del metal el sufijo OSO para el menor número de oxidación e ICO para el mayor número de oxidación.
Las últimas normas sobre nomenclatura aconsejan denominar al óxido con el número de oxidación del metal correspondiente, colocado en números romanos, entre paréntesis y sin signo.

FeO Oxido Ferroso u Oxido de Hierro (II)
Fe2 O3 Oxido Férrico u Oxido de Hierro (III)

Denominación Fórmula

Oxido Cúprico CuO
Oxido de Cobre (II)

Oxido de Plata Ag2 O
Oxido de Plata (I)

Oxido Niquélico Ni2 O3
Oxido de Níquel (III)

Oxido Mercúrico Hg O
Oxido de Mercurio (II)

Oxido Plúmbico PbO2 Oxido de Plomo IV
Oxido de Plomo (IV)

3.- Si el metal que dio origen al óxido puede actuar con más de dos número de oxidación, su nomenclatura es tal que en el nombre del compuesto va implícita la constitución de la molécula.
Las proporciones estequiométricas se pueden indicar por medio de los nombres griegos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta.

2Cr + O2 2CrO Monóxido de Cromo, Oxido de Cromo II

2Cr + 3 O2 2CrO3 Trióxido de Cromo, Oxido de Cromo VI

2Mn + O2 2MnO Monóxido de Manganeso, Oxido de Manganeso II

4Mn +3 O2 2Mn2 O3 Trióxido de Dimanganeso, Oxido de manganeso III

PEROXIDOS Son óxidos que contienen en su molécula dos átomos de oxígeno unidos entre sí, formando un puente oxigenado. Se los denomina anteponiendo la palabra peróxido al nombre del metal

Peróxido de Sodio Na2 O2
Peróxido de Bario BaO2
Peróxido de Hidrógeno H2 O2
Los elementos biatómicos son aquellos que prácticamente existen como moléculas biatómicas y son conocidas también como moléculas homonucleares cuando en su estado natural no están químicamente enlazadas con otro elemento. Entre los más comunes están el H2 y el O2.

La atmósfera esta formada casi en 99% de moléculas biatómicas: oxígeno (O2) con el 21% y nitrógeno (N2) con 78%. El 1% restante es principalmente Argón (0,9340%)

Algunos elementos biatómicos son el hidrógeno, el oxígeno y los halógenos como el flúor, cloro. Bromo y yodo y astato. Muchos metales son biatómicos cuando se encuentran en estado gaseoso.


Formación, formulación y nomenclatura de las bases
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ión hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
EJEMPLO:
Na2O + H2O → 2NaOH = hidróxido de sodio
Al2O3 + 3H2O → 2Al(OH)3 = hidróxido de aluminio
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabras hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso Ni (OH)3 = hidróxido niquelico

Formación, formulación y nomenclatura de los óxidos
Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .
ÓXIDOS BÁSICOS (Combinación del oxígeno con elementos metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal
EJEMPLO:
Li2O = óxido de litio CaO = óxido de calcio
Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)
EJEMPLO:
CoO = óxido cobaltoso Co2O3 = óxido cobaltico
Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:
EJEMPLO:
Co2O = óxido de cobalto ( II) Co2O3 = óxido de cobalto ( III)
ÓXIDOS ÁCIDOS (Combinación del oxigeno con elementos no metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos
EJEMPLO:
SiO2 = dióxido de silicio
SeO2 = dióxido de selenio
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)
EJEMPLO:
CO2 + H2O → H2CO3 ácido carbónico
oxido ácido oxácido

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula
EJEMPLOS:
TeO2 = dióxido de telurio TeO3 = trióxido de telurio

As2O3 = trióxido de diarsenico As2O5 = pentaóxido de diarsenico

2Cl2 + O2 → Cl2O = monóxido de dicloro
oxido ácido
Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:
EJEMPLO:
TeO2 = oxido teluroso TeO3 = oxido telúrico
Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
EJEMPLO:
2N2 + 3O2 → 2N2O3 = óxido de nitrógeno (III)
oxido ácido

2Cl2 + O2 → 2Cl2O = óxido hipocloroso
oxido ácido

2Cl2 + 7O2 → 2Cl2O7 = óxido perclórico
oxido ácido



Formación, formulación y nomenclatura de ácidos


Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+). En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS (ácidos que no contienen oxígeno)
Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácido bromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
Recordando que HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) → HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
(b) OXÁCIDOS ( ácidos que contienen oxígeno)
Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:
PO3 + H2O → H3PO3 = ácido fosforoso
PO4 + H2O → H3PO4 = ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X


2.4- Formación, formulación y nomenclatura de los las sales

Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO → SAL + AGUA

EJEMPLO;
Na OH + H
Cl → NaCl + H2O

Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ión positivo Na+, de la base y el ión negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.

SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico __________________uro
hipo_______________oso hipo________________ito
__________________ oso ___________________ito
__________________ ico ___________________ato
per________________ico per________________ ato
se da primero el nombre del ión negativo seguido del nombre del ion positivo
FeCl2 = cloruro ferroso FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;
Ejemplo:
FeCl2 = cloruro de hierro ( II) FeCl3 = cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ión de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;
Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio

SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.
EJEMPLO;
Cu(OH) + HCl → CuCl + H2O
ácido clorhídrico cloruro cuproso

2Fe(OH)3 + H2S → Fe2S 3 + 6H2O
ácido sulfhídrico sulfuro férrico
Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

PS3 = trisulfuro de fósforo PS5 = pentasulfuro de fósforo


SALES BINARIAS (HALOIDEAS Y NEUTRAS)

CATIONES
ANIÓN
ANIONES


Fluoruro (F-) Cloruro ( CL-) Bromuro ( Br-) Yoduro ( I-) Sulfuro ( S-2) Nitruro
( N-3) Hidruro
( H-)
Aluminio ( Al +3) AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 Al2S3 AlN AlH3
Amonio ( NH4+) NH4F NH4Cl NH4Br NH4 I (NH4 )2S (NH4)3N NH3
Arsenico (III) o arsenioso ( As+3) AsF3 AsCl3 AsBr3 AsI3 As2S3 AsN AsH3
Arsenico ( V) o arsenico ( As+5) AsF5 AsCl5 AsBr5 AsI5 As2S5 As3N5 AsH5
Bario ( Ba+2) BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2 BaS Ba3N2 BaH2
Berilio ( Be+2) BeF2 BeCl2 BeBr2 BeI2 BeS Be3N2 BeH2
Boro ( B+3) BF3 BCl3 BBr3 BI3 B2S3 BN BH3
Cadmio ( Cd+2) CdF2 CdCl2 CdBr2 CdI2 CdS Cd3N2 CdH2
Calcio ( Ca+2) CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 CaS Ca3N2 CaH2
Cesio ( Cs+1) CsF CsCl CsBr CsI Cs2S Cs3N CsH
Cromo ( II) o crómoso ( Cr+2) CrF2 CrCl2 CrBr2 CrI2 CrS Cr3N2 CrH2
Cromo ( III) o crómico ( Cr+3) CrF3 CrCl3 CrBr3 CrI3 Cr2S3 CrN CrH3







CATIONES


ANIONES


Fluoruro (F-) Cloruro ( CL-) Bromuro ( Br-) Yoduro ( I-) Sulfuro ( S-2) Nitruro
( N-3) Hidruro
( H-)
Cromo ( VI) o percrómico ( Cr+6) CrF6 CrCl6 CrBr6 CrI6 CrS3 CrN2 CrH6
Cobalto ( II) o cobaltoso ( Co+2) CoF2 CoCl2 CoBr2 CoI2 CoS Co3N2 CoH2
Cobalto ( III) o cobaltico ( Co+3) CoF3 CoCl3 CoBr3 CoI3 Co2S3 CoN CoH3
Cobre (I) o cúproso ( Cu +1) CuF CuCl CuBr CuI Cu2S Cu3N CuH3
Cobre (II) o cúprico ( Cu +2) CuF2 CuCl2 CuBr2 CuI2 CuS Cu3N2 CuH2
Escandio ( Sc+3) ScF3 ScCl3 ScBr3 ScI3 Sc2S3 ScN ScH3
Estaño ( II) o estannoso ( Sn+2) SnF2 SnCl2 SnBr2 SnI2 SnS Sn3N2 SnH2
Estroncio (Sr+2) SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 SrS Sr3N2 SrH2
Francio ( Fr+1) FrF FrCl FrBr FrI Fr2S Fr3N FrH
Germanio ( Ge+4) GeF GeCl GeBr GeI Ge2S Ge3N GeH
Hidrogeno ( H+1) HF HCl HBr HI H2S H3N
Hierro (II) o ferroso ( Fe+2) FeF2 FeCl2 FeBr2 FeI2 FeS Fe3N2 FeH2
Hierro ( III) o férrico ( Fe +3) FeF3 FeCl3 FeBr3 FeI3 Fe2S3 FeN FeH3
Magnesio ( Mg+2) MgF2 MgCl2 MgBr2 MgI2 MgS Mg3N2 MgH2
Manganeso ( II) o manganoso (Mn+2) MnF2 MnCl2 MnBr2 MnI2 MnS Mn3N2 MnH2
Manganeso ( III) o manganico (Mn+3) MnF2 MnCl2 MnBr2 MnI2 Mn2S3 Mn3N2 MnH2
Manganeso ( VII) o Permanganico (Mn+7) MnF7 MnCl7 MnBr7 MnI7 Mn2S7 Mn3N7 MnH7




IV bimestre
Plan Bimestral
I Escritura química y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
A. Compuestos binarios que contiene un metal y un no metal; un metal y un no metal.
A.1 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema estequiometrico
A.2 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema tradicional
A.3 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema stock
B. Compuestos ternarios y superiores
B.1 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema estequiometrico B.2Forma de escribirse y nombrarse en el sistema tradicional
B.3 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema stock
C.Compuestos ternarios y cuaternarios que contienen halógenos, calcogenos, nitrogenoides y carbonoides formando parte de radicales anionicos.
C.1 Ácidos
C.1.1 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema estequiometrico
C.12 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema tradicional
C.1.3 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema stock
C.2 Bases
C.2.1Forma de escribirse y nombrarse en el sistema estequiometrico
C.2.2 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema tradicional
C.2.3 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema stock
C.3 Sales
C.31Forma de escribirse y nombrarse en el sistema estequiometrico
C.3.2 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema tradicional
C.3.3 Forma de escribirse y nombrarse en el sistema stock

II- Cálculos que requieren el uso de la escritura química de los compuestos
A Cálculo de la masa molecular
B Cálculo de unidades molares y moleculares
B.1 Uso del un numero de Avoragadro
B.2 Volumen molar de un gas y cálculos relacionados
C- Calculo de la composición porcentual de los compuestos
D-Calculo de la forma empírica y la formula Molecular

III- Introducción al estudio de las ecuaciones químicas
A-Componentes de una ecuación química
B- Reglas para el balanceo de ecuaciones químicas
B.1-Reglas del método de tanteo
B.2-Reglas del método algebraico
B.3-Regla del método de oxido-reducción
C.Tipos de de reacciones químicas y su aplicación e implicación en la vida cotidiana.
C.1 Aplicación e implicación de las reacciones químicas de combinación
C.2Aplicación e implicación de las reacciones químicas de descomposición
C.3 Aplicación e implicación de las reacciones químicas de sustitución sencilla
C.4Aplicación e implicación de las reacciones químicas de doble sustitución doble desplazamiento.
C.4.1- Aplicación e implicación de las Reacciones de neutralización


















I Escritura química y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
Lavoisier propuso que el nombre de un compuesto debía describir su composición, y es esta norma la que se aplica en los sistemas de nomenclatura química.
Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, distinguiéndose así. (1) El compuesto binario y (2) los compuestos ternarios.

COMPUESTOS BINARIOS
Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Atendiéndose a su composición estos se clasifican en:
COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS.
Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos si el otro elemento es un no metal.
Óxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O2)
Tradicionalmente, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se agrega al nombre del metal la terminación "oso" o "ico" según sea la valencia menor o mayor.
Otra forma designar estos óxidos consiste en indicar la valencia mediante un número romano: estos son los nombres de Stock (químico alemán de este siglo).
EJEMPLOS:
Fórmula Nombre tradicional Nombre de Stock
Na2O óxido de sodio óxido de estaño
SnO óxido estanoso óxido de estaño (II)
SnO2 óxido estánico óxido de estaño (IV)
FeO óxido ferroso óxido de fierro (II)
Fe2O3 óxido férrico óxido de fierro (III)
Cu2O óxido cuproso óxido de cobre (I)
CuO óxido cúprico óxido de cobre (II)
Óxidos no metálicos. (NM + O2)
Para nombrar a estos óxidos se aplica la misma norma que rige para los óxidos metálicos. Un grupo importante de los óxidos no metálicos puede reaccionar con el agua para dar origen a los compuestos conocidos como oxácidos, e estos óxidos se les denominan "anhídridos". En la nomenclatura tradicional se diferencian las valencias del no-metal mediante los sufijos "oso" e "ico" y los prefijos "hipo" y "per" según el siguiente esquema:
Valencia creciente
EJEMPLOS:
Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock
SiO2 anhídrido silíco óxido de silicio
P2O3 anhídrido fosforoso óxido fósforo (III)
P2O5 anhídrido fosfórico óxido de fósforo (V)
Cl2O anhídrido hipocloroso óxido de cloro (I)
Cl2O3 anhídrido cloroso óxido de cloro (III)
Cl2O5 anhídrido clórico óxido de cloro (V)
Cl2O7 anhídrido perclórico óxido de cloro (VII)

COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS.
En este grupo se pueden distinguir dos subgrupos:
Los hidruros. Compuestos formados por hidrógeno y un metal. Se les nombra con la palabra
Genérica "hidruro" seguida del nombre del metal.
EJEMPLO:
Fórmula Nombre
LiH hidruro de litio
NaH hidruro de sodio
AlH3 hidruro de aluminio
El híbrido o hidrácidos. Compuestos formados por hidrógeno y un no-metal.
EJEMPLO:
Fórmula Nombre
HCl cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno
Ácido bromhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
NH3 nitruro de hidrógeno
Amoniaco
PH3 fosfuro de hidrógeno
Fosfamina
SALES BINARIAS.
Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no-metal. Se les denomina utilizando el nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el nombre del metal; mediante un número romano se indica el estado de oxidación del metal cuando éste presenta más de una valencia.
EJEMPLO:
Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock
KBr bromuro de potasio bromuro de potasio
FeCl2 cloruro ferroso cloruro de fierro (II)
FeCl3 cloruro férrico cloruro de fierro (III)
CuS sulfuro cúprico sulfuro de cobre (II)
Los átomos se denominan con el nombre del elemento al que corresponden, sin terminación específica alguna. Cuando por necesidades de estequiometria sea necesario especificar el número de ellos que configuran el estado, se les pondrá el prefijo correspondiente.
Ejemplos: H Mono hidrógeno; H2 Di hidrógeno (Hidrógeno); O2 Di oxígeno (oxígeno);
O3 Trioxígeno (ozono); P4 Tetra fósforo; S8 Octaazufre; Sn Poli azufré.
Su formulación es simplemente el símbolo del elemento al que representan, con el subíndice correspondiente en caso de que se trate de un elemento cuya representación común implique varios átomos.
CATIONES.-
*.- Monoatómicos.-
Deben ser nombrados como elemento, sin cambio alguno. Es frecuente que se anteponga la palabra ión o catión. En caso de que puedan presentar más de un estado de oxidación, éste se indica después del nombre, mediante la notación de Stock; es decir, con números romanos entre paréntesis.
Ejemplos: Cu 2+ Ión cobre (II)
Cu + Ión cobre (I)
I + Catión Ido (I)
- Poli atómico.
Tienen nombres específicos. Ejemplo: NH4+ (Amonio)
ANIONES.-
- Monoatómicos.-
Se denominan, excepto para el oxígeno, con el nombre del elemento (a veces abreviado) con la terminación -uro.
Ejemplos: Ha Ión Hidruro Dð Ión Deuterio Fð Ión Fluoruro (Cl, Br, I)
O 2ð Ión óxido S 2ð Ión sulfuro (Se, Te) N 3ð Ión nitruro (P, As, Sb)
C 4ð Ión carburo (Si)
- Poli atómicos.-
a) Algunos tienen nombres específicos.
Ejemplos: OH ð Ión hidróxido O2 2ð Ión Peróxido
b) En caso de no tener nombres específicos. Se nombran cada uno de los átomos que lo integran, con los prefijos griegos correspondientes cuando es más de uno, y se cambia la terminación del átomo central por -ato, indicando a continuación su estado de oxidación mediante la notación de Stock.
Ejemplos:
SO42ð Tetraoxosulfato (VI)
NO3ð Trioxonitrato (V)
CO32ð Trioxocarbonato (IV)
ClO3ð Trioxoclorato (V)
Cuando el anión incluye uno o más átomos de hidrógeno. Estos se nombran en primer lugar y el resto tal y como hemos descrito anteriormente.
Ejemplos:
HCO32ð Hidrogenotrioxocarbonato (IV)
H2PO4ð Dihidrogenotetrafosfato (V)
HPO32ðHidrogenotrioxofosfato (III)
Cuando el anión incluye átomos de hidrógeno, éstos se formulan colocando primero dichos átomos de hidrógeno, luego el átomo central y al final el oxígeno (en nuestro caso es lo más frecuente).
COMPUESTOS MOLECULARES.-
Se formulan situando el grupo electropositivo primero y luego el grupo electronegativo.
El catión, constituyente electropositivo, debe ir al principio.
El anión, constituyente electronegativo, irá en segundo lugar.
Se denominan nombrando primero el componente electronegativo y al final el componente electropositivo. El nombre del constituyente electropositivo no se modificará (tal y como comentamos en los cationes) y el grupo electronegativo se denominará según lo expuesto para los aniones, ya sean monoatómicos o poli atómicos.
La proporción de los constituyentes se podrá indicar:
*.- Con prefijos griegos: di, tri, tetra, ..., etc. para elementos, o bis, tris, tetraquis, ..., etc. para grupos de elementos.
Ejemplos: N2S5 Pentasulfuro de di nitrógeno; MnO2 Dióxido de manganeso
Ca3 (PO4)2 Bis- tetraoxofosfato (V) de tricalcio
*.- Según la notación de Stock, indicando la valencia:
Ejemplos: N2S5 Sulfuro de nitrógeno (V); MnO2 Óxido de manganeso (IV);
Ca3 (PO4)2 Tetraoxofosfato (V) de calcio
ÓXIDOS.-
Son compuestos formados por un elemento cualquiera y el oxígeno. El oxígeno actúa con valencia -2. Se coloca primero el símbolo del elemento distinto del oxígeno y a continuación el del oxígeno.
Óxidos básicos (metálicos): son aquellos en que el elemento es un metal.
Óxidos ácidos (no metálicos): son aquellos en que el elemento es un no metal.
Desde el punto de vista de la nomenclatura sistemática no existe diferencia alguna entre ellos.
Ejemplos:
FeO Óxido de hierro (II) o monóxido de hierro.
Fe2O3 Óxido de hierro (III) o trióxido de hierro.
MgO Óxido de magnesio (II) o monóxido de magnesio.
Cl2O Óxido de cloro (I) o monóxido de dicloro.
Cl2O3 Óxido de cloro (III) o trióxido de dicloro.
Cl2O5 Óxido de cloro (V) o pentaóxido de dicloro.
Cl2O7 Óxido de cloro (VII) o heptaóxido de dicloro.
NO Óxido de nitrógeno (II) o monóxido de nitrógeno.
CO Óxido de carbono (II) o monóxido de carbono.
PERÓXIDOS.-
Son derivados de los óxidos que contiene el agrupamiento -O-O- (peroxo). El estado de oxidación del oxígeno es -1, pero se presenta siempre en forma de dímero: O22-. Se denomina indicando la palabra “peróxido” y luego la parte electropositiva de la molécula.
Ejemplos:
CaO2 Peróxido de calcio.
H2O2 Peróxido de hidrógeno.
Li2O2 Peróxido de litio.
BaO2 Peróxido de bario.
Na2O2 Peróxido de sodio.
COMPUESTOS BINARIOS CON EL HIDRÓGENO.-
Si el elemento más electronegativo es el hidrógeno, tendremos hidruros. E este caso el hidrógeno se colocará en segundo lugar (pues es la parte electronegativa) y su valencia será siempre de -1
Si el hidrógeno es menos electronegativo que el otro, irá en primer lugar, actuando con la valencia +1 . El otro elemento será el anión, parte electronegativa de la molécula.
Ejemplos:
CaH2 Hidruro de calcio, dihidruro de calcio.
LiH Hidruro de litio, monohidruro de litio.
NaH Hidruro de sodio, monohidruro de sodio.
BH3 Hidruro de boro, trihidruro de boro.
FeH2 Hidruro de hierro (II), dihidruro de hierro.
SbH3 Trihidruro de antimonio.
AsH3 Trihidruro de arsénico.
PH3 Trihidruro de fósforo.
NH3 Trihidruro de nitrógeno.
HCl Cloruro de hidrógeno.
H2S Sulfuro de hidrógeno.
HI Ioduro de hidrógeno.
COMPUESTOS BINARIOS METAL-NO METAL.-
Dadas sus respectivas electronegatividades, es evidente que el metal constituye la parte electropositiva de la molécula y el no metal será la parte electronegativa. Se formulan, por tanto, colocando primero el metal y luego el no metal.
En cuanto a su denominación seguirán la regla general, nombrando primero la parte electronegativa y luego la parte electropositiva, según las normas ya comentadas para las moléculas.
Ejemplos:
NiCl2 Cloruro de níquel (II); dicloruro de níquel.
Fe2S3 Sulfuro de hierro (III); trisulfuro de dihierro.
FeS Sulfuro de hierro (II); monosulfuro de hierro.
NaCl Cloruro de sodio.
KBr Bromuro de potasio.
CaI2 Ioduro de calcio.
MnS Sulfuro de manganeso (II)
COMPUESTOS BINARIOS NO METAL - NO METAL.-
En este tipo de compuestos, la parte electropositiva será el no metal de electronegatividad menor y la parte electropositiva será, por tanto, el no metal más electronegativo. Tanto la formulación como la denominación seguirán las normas ya expuestas.
Ejemplos:
As2S5 Sulfuro de arsénico (V); pentasulfuro de diarsénco.
NCl3 Cloruro de nitrógeno (III); tricloruro de nitrógeno.
PCl5 Cloruro de fósforo (V); pentacloruro de fósforo.
PCl3 Cloruro de fósforo (III); tricloruro de fósforo.
ácidos hidrácidos son los más simples y están formados por un no metal e hidrógeno. La nomenclatura diferencia las sustancias gaseosas de sus soluciones ácidas. El grupo OH (grupo hidróxido), actúa siempre con valencia -1.
Ejemplos:
Fe (OH)2 Hidróxido de hierro (II); dihidróxido de hierro.
Fe (OH)3 Hidróxido de hierro (II); triróxido de hierro.
NaOH Hidróxido de sodio.
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio; dihidróxido de calcio.
Al (OH)3 Hidróxido de aluminio); triróxido de aluminio.
Sr (OH)2 Hidróxido de estroncio; dihidróxido de estroncio.
KOH Hidróxido de potasio.
Pb (OH)4 Hidróxido de plomo (IV); tetraóxido de plomo.
AuOH Hidróxido de oro (I); monohidróxido de oro.
Au (OH)3 Hidróxido de oro (III); triróxido de oro.
OXOÁCIDOS.-
Son compuestos en los que el grupo electronegativo está formado por un elemento cualquiera, principalmente no metálico, y oxígeno, y el grupo electropositivo es el hidrógeno.
La denominación generalizada para estos compuestos es la utilización de la palabra “ácido” (que indica que la parte electropositiva la constituye el hidrógeno), a continuación se nombran los oxígenos, indicando el número de ellos, y por último el nombre del átomo central con la terminación “ico”, especificando el estado de oxidación de dicho átomo central mediante la notación de Stock.
Ejemplos:
HClO Ácido monoxoclórico (I)
HClO2 Ácido dioxoclórico (III)
HClO3 Ácido trioxoclórico (V)
HClO4 Ácido tetraoxoclórico (VII)
H2SO3 Ácido trioxosulfúrico (IV)
H2SO4 Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
HNO2 Ácido dioxonítrico (III)
HNO3 Ácido trioxonítrico (V)
H3PO2 Ácido dioxofosfórico (I)
H4P2O6 Ácido hexaoxodifosfórico (IV)
HPO2 Ácido dioxofosfórico (III)
HPO3 Ácido trioxofosfórico (V)
H4P2O5 Ácido pentaoxodifosfórico (III)
H4P2O7 Ácido heptaoxofosfórico (V)
H3PO3 Ácido trioxofosfórico (III)
H3PO4 Ácido tetraoxofosfórico (V)
H2CO3 Ácido trioxocarbónico (IV)
H2SiO4 Ácido tetraoxosilícico (IV)
HBO2 Ácido dioxobórico (III)
H3BO3 Ácido trioxobórico (III)
H2CrO4 Ácido tetraoxocrómico (VI)
H2MnO3 Ácido trioxomangánico (IV)
H2MnO4 Ácido tetraoxomangánico (VI)
HMnO4 Ácido tetraoxomangánico (VII)
Nombres tradicionales de oxácidos aceptados por la I.U.P.A.C.
H3BO3 Ácido ortobórico.
HBO2 Ácido metabórico.
H4B2O2 Ácido hipobórico.
HOCN Ácido ciánico.
HNCO Ácido isociánico.
H2CO3 Ácido carbónico.
H2SiO3 Ácido metasícico.
H2SiO4 Ácido ortosílicico.
HNO3 Ácido nítrico.
HNO2 Ácido nitroso.
H2NO2 Ácido nitroxílico.
Relación de grupos funcionales.
Alcanos, alquenos (benceno) y alquinos (lineales, cíclicos y ramificados, con ramificaciones sencillas), derivados halogenados, alcoholes, éteres, cetonas, aldehidos, ácidos carboxílicos, sales, ésteres, aminas, amidas, nitrilos.
Importancia de los grupos funcionales.
Ácidos > ésteres > amidas = sales> nitrilos > aldehídos > cetonas > alcoholes > aminas >éteres > instauraciones e hidrocarburos saturados.
Elección de la cadena principal.
*.- La cadena principal es la más larga que contiene al grupo funcional más importante. (Esto no es completamente verdad, aunque a este nivel lo vamos a considerar cierto).
*.- El sentido de la numeración será aquél que otorgue el localizador más bajo a dicho grupo funcional.
Grado de complejidad.
*.- Compuestos de hasta dos grupos funcionales, pero de modo que sea manifiesta la mayor importancia del que determina la cadena principal y el sentido de numeración de la misma.
*.- Compuestos con ramificaciones alquílicas y sin grupos funcionales en las cadenas laterales.
Nomenclatura de los compuestos.
Se indicará los sustituyentes por orden alfabético, incluyendo la terminación característica del grupo funcional más importante a continuación del prefijo indicativo del número de carbonos que contiene la cadena principal.





B. Compuestos ternarios y superiores

COMPUESTOS TERNARIOS
Se llaman compuestos ternarios a aquellos que están formados por tres elementos diferentes. Este conjunto de compuestos, igual que los binarios, incluye sustancias que pertenecen a funciones diferentes. Las más importantes son:
Hidróxidos.
Ácidos oxigenados u oxácidos.
Sales derivadas de los ácidos oxigenados.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATUAR DE HIDRÓXIDOS.
Desde el punto de vista de su fórmula química, los hidróxidos pueden considerarse formados por un metal y el grupo monovalente OH (radical hidroxilo). Por lo tanto, la formulación de los hidróxidos sigue la misma pauta que la de los compuestos binarios.
EJEMPLO: Escribir la fórmula del hidróxido de aluminio.
Se escribe el símbolo de Al y el grupo OH encerrado entre paréntesis: Al (OH)
Se intercambian las valencias: Al1 (OH)3
Se suprime el subindice 1: Al (OH)3
La fórmula general de los hidróxidos es: M (OH)n , donde "n" indica el número de grupos OH unidos al metal.
Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal, indicando con número romano la valencia del metal, cuando es del caso.
EJEMPLO:
Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock
KOH hidróxido de potasio hidróxido de potasio
Al (OH)3 hidróxido de aluminio hidróxido de aluminio
Fe (OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de fierro (II)
Fe (OH)3 hidróxido férrico hidróxido de fierro (III)
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE ÁCIDOS OXIGENADOS U OXIÁCIDOS.
Los oxácidos está constituidos por H, un no-metal y O. Para escribir las fórmulas de los oxácidos, los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden:
1º el símbolo de los átomos de hidrógeno.
2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxácido.
3º el símbolo del oxígeno.
Cada uno con su subíndice respectivo:
HnXOm
La mayoría de los oxiácidos se pueden obtener por la reacción de un anhídrido con agua. Por esto, para nombrar a los oxiácidos, se cambia la palabra "anhídrido" por la de "ácido”.

Los anhídridos del P, As y Sb se pueden combinar con una, dos o tres moléculas de agua, para diferenciar los distintos oxácidos que se originarán, se utilizan los prefijos META, PIRO y ORTO, para una, dos o tres moléculas de agua respectivamente.
i) Una molécula de agua.
Ácido meta fosforoso
Ácido meta antimónico
ii) Dos moléculas de agua.
Ácido piro arsénico
Ácido piroantimonioso
ii) Tres moléculas de agua.
Ácido orto fosfórico
Ácido orto arsenioso
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LAS SALES.
El procedimiento para establecer la fórmula de una sal ternaria, es análogo al utilizado para las sales binaria, la diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos elementos para combinarse con el metal.
Una forma simple de determinar la fórmula de la sal es la siguiente:
EJEMPLO:
1)



Para nombrar las sales ternarias, simplemente se cambia el sufijo del ácido que las origina, de la siguiente forma:


Fórmula Sistema tradicional Sistema de Stock
Fe2(SO4)3 sulfato férrico sulfato de fierro (III)
NaNO3 nitrato de sodio nitrato de sodio
Al(ClO4) perclorato de aluminio perclorato de aluminio
PbSeO3 selenito plumboso selenito de plomo (II)
Cu (NO2)2 nitrito cúprico nitrito de cobre (II)
Co3 (PO4)2 orto fosfato cobaltos orto fosfato de cobalto (II)
Ni (IO)3 hipo yodito niquelito hipo yodito de níquel (III)
Ca (ASO3)2 meta arseniato de calcio meta arseniato de calcio
HgCrO4 cromato mercúrico cromato de mercurio (I)
K2Cr2O7 dicromato de potasio dicromato de potasio
Compuestos ternarios Están formados por tres elementos clasificación sales ácidas hidróxidos oxiácidos oxosales neutras de hidrácidos
1. Hidróxidos Son compuestos formados por un metal y el grupo hidróxido (OH-). Cuando se disuelven en agua originan disoluciones básicas, de ahí que también se denominen bases. Se recomienda la nomenclatura de STOCK. Comp. Sistemática Stock Tradicional NaOH hidróxido de sodio hidróxido de sodio hidróxido sódico dihidróxido de calcio hidróxido de calcio hidróxido cálcico Ca (OH)2 trihidróxido de hierro hidróxido de hierro (III) hidróxido férrico Fe (OH)3 trihidróxido de aluminio hidróxido de aluminio hidróxido alumínico Al (OH)3
2. Oxácidos Son compuestos formados por hidrógeno, no metal y oxígeno. • Su fórmula general es: HaXbOc, donde X es un no metal o un metal con alto estado de oxidación. •Se obtienen añadiendo agua al anhídrido correspondiente: anhídrido + agua H2N2O6 HNO3 • Su nomenclatura puede ser la oxoácidos Ej. N2O5 + H2O SISTEMÁTICA, la TRADICIONAL y la SISTEMÁTICA FUNCIONAL, ÁCIDA o de STOCK. Ésta última no se estudiará. Se recomiendan las dos primeras.
• Oxoácidos HClO •del grupo de los halógenos: Cl, Br, I (+1, +3, +5, +7) • Cl2O + H2O HClO4 Compuesto HClO3 • Cl2O7 + H2O  HClO2 • Cl2O5 + H2O Cl2O3 + H2O Sistemática Tradicional HClO oxoclorato (I) de hidrógeno ácido hipocloroso dioxoclórico (III) de hidrógeno ácido cloroso HClO2 Trioxoclorato (V) de hidrógeno ácido clórico HClO3 tetraoxoclórico (VII) de hidrógeno ácido perclórico HClO4
Oxácidos H2SO2 • SO2 +del grupo de los anfígenos: S, Se, Te (+2, +4, +6) • SO + H2O H2SO4 Compuesto Sistemática Tradicional dioxosulfato H2SO3 • SO3 + H2O H2O (II) de hidrógeno ácido hiposulfuroso H2SO2 trioxosulfato (IV) de hidrógeno ácido sulfuroso H2SO3 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido sulfúrico H2SO4
Oxoácidos del grupo de los nitrogenados: N (+1, +3, +5), P (+1, +3, +5), As, Sb (+3, +5) HNO2 HNO • N2O3 + H2O • N2O + H2O HNO3 Compuesto Sistemática• N2O5 + H2O Tradicional HNO oxonitrato (I) de hidrógeno ácido hipo nitroso dioxonítrico (III) de hidrógeno ácido nitroso HNO2 Trioxonitrato (V) de hidrógeno ácido nítrico HNO3
• Oxoácidos del grupo de los nitrogenados: N (+1, +3, +5), P (+1, +3, +5), As, Sb (+3, +5) El P, As y Sb pueden formar más de un oxoácidos con el mismo n. o. • anhídrido + oxoácidos ORTO • HPO3 • oxoácidos META + H2O  oxoácidos META • P2O5 + H2O H2O oxoácidos DI o PIRO • 2 H3PO4 + H2O H3PO4 • 2 oxoácidos ORTO - H2O HPO3 + H2O H4P2O7 Compuesto Sistemática Tradicional trioxofosfato (V) de hidrógeno ácido meta fosfórico HPO3 heptaoxodifosfato (V) de hidrógeno ácido di fosfórico H4P2O7 tetraoxofosfato (V) de hidrógeno ácido orto fosfórico H3PO4
2. Oxoácidos • Oxoácidos del grupo de los carbonoideos: C (+4), Si (+4) Mientras que el C sólo forma un H2CO3oxoácidos (que es inestable), el Si puede formar tres. • CO2 + H2O Compuesto Sistemática Tradicional trioxocarbonato (IV) de hidrógeno ácido carbónico H2CO3
2. Oxoácidos • Oxoácidos del grupo de los carbonoideos: C (+4), Si (+4) Mientras que el C sólo forma un H2SiO3 •oxoácidos (que es inestable), el Si puede formar tres. • SiO2 + H2O H6Si2O7 Compuesto Sistemática H4SiO4 • 2 H4SiO4 - H2O H2SiO3 + H2O Tradicional trioxosilicato (IV) de hidrógeno ácido meta silícico H2SiO3 heptaoxodisilicato (IV) de hidrógeno ácido di silícico H6Si2O7 tetraoxosilícico (IV) de hidrógeno ácido ortosílicico H4SiO4
2. Oxoácidos • Oxoácidos del grupo de los térreos: B (+3) No se formula el ácido di bórico; sí el H3BO3 HBO2 • HBO2 + H2O tetra bórico, que excede a este nivel. • B2O3 + H2O Compuesto Sistemática Tradicional dioxobórico (III) de hidrógeno ácido metabórico HBO2 trioxobórico (III) de hidrógeno ácido ortobórico H3BO3
2. Oxoácidos • Oxoácidos del manganeso: Mn (+4, +6, +7) Análogos serían los oxoácidos del tecnecio y del H2MnO4 • H2MnO3 • MnO3 + H2O renio, que exceden a este nivel. • MnO2 + H2O HMnO4 Compuesto Sistemática Tradicional trioxomangánico (IV) deMn2O7 + H2O hidrógeno ácido manganoso H2MnO3 tetraoxomanganto (VI) de hidrógeno ácido mangánico H2MnO4 tetraoxomanganto (VII) de hidrógeno ácido per mangánico HMnO4
2. Oxácidos • Oxácidos del cromo: Cr (+6) Se obtienen los dos oxácidos siguientes: • CrO3 + H2O H2Cr2O7 Compuesto Sistemática TradicionalH2CrO4 • 2 H2CrO4 - H2O tetraoxocromato (VI) de hidrógeno ácido crómico H2CrO4 heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno ácido diacrónico H2Cr2O7
3. Iones: cationes y aniones Un átomo se transforma en un ión positivo (catión) si cede electrones y en ión negativo (anión) si gana electrones. En general: • los metales forman cationes • los no metales forman aniones monoatómico: formado por un solo átomo. Su carga coincide con su no Ión poli atómicos: formado por varios átomos. La mayoría son aniones.
3. Iones: cationes y aniones Nomenclatura: se recomienda la de STOCK para los cationes y la TRADICIONAL para los aniones. • Anión monoatómico: se nombran utilizando el sufijo –uro. • Cationes: se nombra como ión o catión, seguido del nombre del ión y su valencia entre paréntesis. • Anión poliatómicos: se nombran con los sufijos –ito, -ato, según el oxoácidos de procedencia sea –oso o –ico. Comp. Sistemática -- Stock Tradicional K+ catión potasio o ión potasio ión potasio Fe3+ catión hierro (III) o ión hierro (III) ión férrico F- anión fluoruro o ión fluoruro ión fluoruro P3- anión fosfuro o ión fosfuro ión fosfuro ión dioxoclórico (III) ión clorito ClO3- ión tetraoxosulfato (VI) ión sulfato SO42-
4. Oxosales neutras Son compuestos derivados de un oxoácidos, en el que se sustituyen el (los) hidrógeno(s) por un metal(es). Están formados por un metal, no metal y oxígeno. Se obtiene por neutralización total de un oxoácidos y un hidróxido: • oxoácidos + NaNO3 + H2O • NOMENCLATURA • oxosales + agua HNO3 + NaOH hidróxido Tradicional: se nombran sustituyendo, del nombre del no metal, los sufijos – oso e –ico por –ito y –ato, respectivamente • Stock: igual que en la tradicional, pero se indica la valencia del metal, si es necesario. • Sistemática: se nombran igual que los ácidos; sólo se cambian la palabra hidrógeno por el nombre del metal con la valencia del mismo Se recomienda la Tradicional y la de Stock.
4. Oxosales neutras Son compuestos derivados de un oxoácidos, en el que se sustituyen el (los) hidrógeno(s) por un metal(es). Están formados por un metal, no metal y oxígeno. Se obtiene por neutralización total de un oxoácidos y un hidróxido: Comp. Sistemática Stock Tradicional Trioxonitrato (V) de nitrato de sodio nitrato sódico NaNO3 sodio trioxosulfato (IV) de sulfato de cadmio sulfato de cadmio CdSO3 cadmio tetraoxofosfato (V) de fosfato de cobre (II) fosfato cúprico Cu3 (PO4)2 cobre (II) dioxonítrico (III) de nitrito de estaño (IV) nitrito estantico Sn (NO2)4 estaño (IV)
5. Sales ácidas de hidrácidos Son sales ácidas que resultan de sustituir parcialmente el H del H2S por un metal. Se recomienda la nomenclatura de STOCK Comp. Sistemática Stock Tradicional NaH hidrógeno sulfuro de hidrógeno sulfuro de sulfuro ácido sodio sódico hidrógeno sulfuro de hidrógeno sulfuro de sulfuro ácido Cu (HS)2 cobre (II) cobre (II) cúprico
Compuestos superiores Con este epígrafe vamos a englobar a compuestos con más de tres átomos distintos. • Oxosales ácidas: son sales que aún contienen H en su estructura. Derivan de la sustitución parcial de un ácido poliprótico por metales. • Oxosales básicas: son sales con algún grupo hidróxido (OH-) en su estructura. • Sales dobles (o triples,…) con varios cationes: se originan al sustituir los H de un ácido por cationes distintos. • Sales dobles (o triples,…) con varios aniones: se originan al unirse al metal plurivalente con aniones distintos.
Compuestos superiores 1. Oxosales ácidas Son sales que aún contienen H en su estructura. Derivan de la sustitución parcial de un ácido poliprótico por metales. oxosales + Na+ - H+ ácidas H2PO4- NaH2PO4 + 2 Na+ - 2 H+ HPO42- Na2HPO4 H3PO4 + 3 Na+ - 3 H+ PO43- Na3PO4
Compuestos superiores 1. Oxosales ácidas Son sales que aún contienen H en su estructura. Derivan de la sustitución parcial de un ácido poliprótico por metales. La nomenclatura recomendada es la de STOCK Comp. Sistemática Stock Tradicional hidrógenotetraoxofosfato hidrógeno fosfato de fosfato ácido de Na2HPO4 (V) de sodio dihidrógenotetraoxofosfato dihidrógenofosfato fosfato diácido de NaH2PO4 (V) de sodio de sodio hidrógeno tríodo carbonato hidrógeno carbonato ácido KHCO3 (IV) de potasio de potasio (bicarbonato) de potasio Hidrógenotrioxosulfato hidrógenosulfito de sulfito ácido de Cr(HSO3)3 (IV) de cromo (III) cromo (III) cromo (III)
2. Oxosales básicas Son sales que aún contienen OH- en su estructura. La nomenclatura recomendada es la de STOCK Comp. Sistemática Stock Tradicional hidroxitrioxonitrato(V) hidróxido-nitrato de nitrato básico de MgNO3(OH) de magnesio magnesio magnesio dihidroxitetraoxosulfato dihidróxido-sulfato sulfato dibásico Cu2(OH)2SO4 (VI) de cobre (II) de cobre (II) de cobre (II) CaCl(OH) hidroxicloruro de calcio cloruro-hidróxido de cloruro básico de calcio calcio hidroxitrioxocarbonato carbonato-hidróxido carbonato básico FeCO3(OH) (IV) de hierro (III) de hierro (III) de hierro (III)
3. Sales dobles ( o triples, …) con varios cationes Se originan al sustituir los H+ de un ácido por más de un catión. La nomenclatura recomendada es la de STOCK Comp. Sistemática Stock Tradicional tetraoxosulfato (VI) de sulfato de potasio sulfato (doble) de KNaSO4 potasio y sodio y sodio potasio y sodio bis-tetraoxosulfato (VI) sulfato de calcio y sulfato (doble) de CaNa2(SO4)2 de calcio y disodio disodio calcio y disodio bis-tetraoxosulfato (VI) sulfato de amonio sulfato (doble) de CrNH4(SO4)2 de amonio y cromo (III) y cromo (III) amonio y cromo (III) tetraoxofosfato (V) de fosfato de litio, fosfato (triple) de KLiNaPO4 litio, potasio y sodio potasio y sodio litio, potasio y sodio
. Sales dobles ( o triples, …) con varios aniones Se originan al unir un metal plurivalente con varios aniones. La nomenclatura recomendada es la de STOCK Comp. Sistemática Stock - Tradicional cloruro-oxoclorato (I) de CaClCO cloruro-hipoclorito de calcio calcio bromuro- AlBrCO3 bromuro-carbonato de aluminio trioxocarbonato (IV) de aluminio cloruro-fluoruro-bis- Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro-bis(sulfato) de sodio tetraoxosulfato (VI) de hexasodio trioxocarbonato (IV)- PbCO3SO4 carbonato-sulfato de plomo (IV) tetraoxosulfato (VI) de plomo (IV)
ACIDOS
Los ácidos son los compuestos más complicados, hay dos tipos ácidos hidrácidos y ácidos oxoácidos, los primeros están formados por elementos electronegativos de los grupos largos VI y VII y el hidrógeno en forma de protón H+, los segundos la parte electronegativa son elementos de los grupos largos IV,V,VI y VII más un número indeterminado de oxígenos más el hidrógeno en forma de protón.
HCl (no puede ser un hidruro ya que el cloro es electronegativo, luego tiene que ser un ácido hidrácido para cuya nomenclatura hay que acabar el radical del elemento electronegativo con hídrico) ácido clorhídrico
H2S (necesitamos dos protones para neutralizar el número de oxidación del azufre por estar en el grupo Vi es que –II) ácido sulfhídrico

Ácido fluorhídrico (el fluor está en el grupo VII número de oxidación –I, luego necesita un H+I) HF
Par nombrar los oxoácidos hay que saber algo más que el Sistema Periódico, ya que en este caso hay que emplear dos prefijos: hipo y per y dos terminaciones: oso e ico. La forma más facil de nombrar este tipo de ácidos es emplear como referencia cinco ácidos muy conocidos pertenecientes a cuatro de los grupos: el ácido carbónico H2CO3, el ácido nítrico HNO3 , el ácido sulfúrico H2SO4, al ácido clórico HClO3 y el ácido fosfórico H3PO4. Cualquier otro ácido del mismo grupo se formulará terminándolo en oso si tiene un oxígeno menos y con la combinación hipo –oso si tiene dos menos, y con la combinación per –ico si tiene uno más.
HNO2 (tiene un oxígeno menos que el nitrico luego se terminara en oso) ácido nitroso
H2MnO4 (el manganeso está en el grupo VII igual que el cloro, como este ácido tiene un oxígeno más que el clórico se nombrará anteponiendo per) ácido permangánico
HClO2 (tiene un oxígeno menos que el clórico por lo que terminará en oso) ácido cloroso
Acido sulfuroso ( termina en oso luego debe tener un óxígeno menos que el sulfúrico) H2SO3
Acido hipocloroso (es hipo oso luego dos oxígenos menos que el de referencia) HclO
Hay un tipo particular de ácidos los isopoliácidos que se caracterizan por llevar dos unidades del elemento electronegativo característico, se nombran anteponiendo la partícula di-
H2Cr2O7 ( se puede suponer que proviene de la suma de dos ácidos crómicos con pérdida de una molécula de agua) ácido dicrómico
SALES
Las sales se pueden considerar en cuanto a su formulación como compuestos que provienen de los ácidos en los que se han sustituido totalmente o parcialmente los protones por elementos electropositivos. Para nombrar las sales basta con cambiar la terminación –hidrico de los ácidos por uro cuando se puede considerar que provienen de ácidos hidrácidos y las terminaciones –oso e –ico de los oxoácidos por –ito y –ato. Si no se han sustituido todos los protones se deberá señalar el número de estos que quedan empezando el nombre de la sal por -hidro o intercalando la palabra ácido anteponiendo el numeral correspondiente. Hay un tipo especial de sales, las llamadas básicas que llevan grupos hidróxido OH-, para nombrar estas se empiezan por –hidroxi o intercalando la palabra básico con los numerales correspondientes.
CaCl2 ( es una sal derivada de ácido hidrácido ya que no lleva oxígeno por lo tanto terminará en –uro, al estar el Ca en un grupo largo no hay que indicar su número de oxidación) cloruro de calcio
NiBr2 ( es una sal de un ácido hidrácido, el ácido bromhídrico, como el Ni está en un grupo corto hay que indicar su número de oxidación, el Br está en el grupo VII luego tiene de número e oxidación –I, si hacen falta dos Br-I para igualar al Ni es que este es +II) bromuro de níquel (II)
Fe(SH)3( es una sal derivada del ácido sulf´hidrico H2S al que no se han sustituido todos los protones por lo que se nombrará como sulfuro ácido o hidrogenosulfuro, esta agrupación esta formada por S-II ya que pertenece al grupo VI y H+, lo que hace que en conjunto tenga número de oxidación –I, por lo que el Fe tiene que ser Fe+III) hidrogenosulfuro de hierro (III) o sulfuro ácido de hierro (III)
Bromuro de aluminio ( está formada por el bromuro Br-I, es –I ya que el bromo está en el grupo VII, el aluminio es del grupo III largo luego su número de oxidación solo puede ser +III lo que indica que hacen falta tres Br-I) AlBr3
Sulfuro de níquel (IV) ( sulfuro S-II, níquel IV Ni+IV, mínimo común múltiplo 4 , luego hacen falta dos sulfuros y un níquel) NiS2
Ba CO3 (es una sal de ácido oxoácido ya que tiene oxígeno ,por una parte tenemos el Ba+II ya que pertenece al grupo II, y por otra parte el , proviene del ácido carbónico, por lo que será) carbonato de bario II3CO−
Co SO3 (aquí a diferencia del caso anterior no sabemos el número de oxidación del Co ya que pertenece a un grupo corto, por lo que hay que calcularlo a partir del “SO3” este debe provenir del H2SO3 que es el ácido sulfuroso, lo que indica que el “SO3 “ es ión sulfito y el Co es CoII3SO−2+) Sulfito de cobalto (II
NaHCO3 (Na+I, H+ ácido o hidrógeno-y carbonato) carbonato ácido de sodio, hidrogenocarbonato de sodio II3CO−
Na K SO4 (esta es una sal doble con dos cationes Na+ ,K+ y SO sulfato) sulfato de sodio y potasio −24
ZnOHClO3 (es una sal básica compuesta por clorato , OHI3ClO−-I hidróxido o básico y Zn+II para que el compuesto tenga número de oxidación 0) clorato básico de cinc (II), hidroxiclorato de cinc (II)
Fe(ClO)3 (el ClO proviene del HClO ácido hipocloroso, luego es un hipoclorito. Como hay tres y tiene número de oxidación –I el número de oxidación del hierro debe ser +III) hipoclorito de hierro (III)
Sulfato de aluminio ( sulfato, proviene del ácido sulfúrico H2SO4, luego el sulfato es SO, AlII4−+III por pertenecer al grupo 3, por tanto harán falta tres sulfatos y dos aluminios) Al2(SO4)3
Nitrito de estaño (II) (el nitrito es del ácido nitroso, con un oxígeno menos que el nítrico, HNO2., por lo que el nitrito es y hay que poner dos) Sn(NO−2NO3)2
Sulfato de aluminio y potasio (sulfato , aluminio AlII4SO−+III, potasio K+I la suma de los números de oxidación de los elementos electropositivos es 4 luego harán falta dos sulfatos) AlK(SO4)2
Carbonato básico de sodio, hidroxicarbonato de sodio (carbonato CO, básico o hidróxi OHII3−-I, sodio Na+I, la parte electronegativa es el carbonato y el hidroxi: luego el número de oxidación en total sería –III) Na3CO3OH
Fosfato diácido de litio, dihidrogenofosfato de litio (fosfato viene del ácido fosfórico H3PO4, luego será , diácido dos HIII4PO−+I, litio Li+I, fosfato diácido (PO4H2)-I ,litio Li+I) Li PO4H2
1. base o hidróxido.
Los hidróxidos se caracterizan por liberar iones OH–, volver azul el papel tornasol rosado, colorear de fucsia la fenolftaleína (indicador de bases) y tener sabor amargo.
Son compuestos ternarios formados por un metal, hidrógeno y oxígeno. Todos los hidróxidos se ajustan a la fórmula general M(OH)x, donde M es el símbolo del metal y x es su valencia. Cuando esta valencia es igual a 1 no se escribe el paréntesis. Por ejemplo, NaOH y KOH son fórmulas de hidróxidos.
Generalmente se obtienen de la reacción entre un óxido básico y agua, y se nom¬bran igual que los óxidos de los cuales provienen, como hidróxido de; si el metal tiene más de una valencia se coloca al nombre el sufijo oso para la menor, e ico para la mayor, o, con la nomenclatura stock, la valencia del metal entre parénte-sis. Por ejemplo:
Del óxido de sodio Na2O + H2O à 2NaOH hidróxido de sodio
Del óxido de cromo (II) CrO + H2O à Cr(OH)2 hidróxido de cromo (II)
Del óxido de cromo (III) Cr2O3 + H2O à Cr(OH)3 hidróxido de cromo (III)
SISTEMA DE NOMENCLATURA STOCK
Los elementos pueden combinarse de diferente forma. Se conoce como número de oxidación al número de electrones cedidos o captados por un átomo en su combinación química con otro para formar un enlace. Los elementos al reaccionar tienden a perder o ganar electrones. Cuando ganan electrones el número de valencia es negativo, cuando pierden electrones el número es positivo. Un átomo neutral forma un ión, especie con carga cuando pierde o gana electrones. Si pierde electrones se conoce como catión y si gana electrones se conoce como anión.
El sistema de nomenclatura Stock trabaja con los elementos que poseen números de oxidación positivos. Ciertos elementos como cobre (Cu), hierro (Fe) y manganeso (Mn), plomo (Pb) poseen diferentes números de oxidación. En el sistema stock se utiliza

paréntesis después del símbolo del elemento. Dentro del paréntesis aparece un número romano que indica el número de oxidación del elemento. Si tenemos un Cu (II) significa que tenemos una molécula de cobre cuyo número de oxidación es +2.
Fórmulas y nombres de compuestos binarios
Compuestos formados por un metal y un no-metal
1. Nombrar el elemento no-metálico añadiendo la terminación uro.
2. Escribir la preposición de seguido por el nombre del metal.
3. Si el metal tiene más de una posible carga:
a. Utilizar el sistema Stock en el cual se escribe el número de oxidación con número romano dentro de paréntesis al final del nombre.
i. Ejemplo: FeCl2, cloruro de hierro (II)
b. Sistema que utiliza la terminación oso para la carga más baja y terminación ico a la carga más alta utilizando la raíz en Latín del elemento. Es un sistema antiguo y no se usa mucho hoy día.
i. Ejemplo: FeCl2, cloruro ferroso
ii. FeCl3, cloruro férrico

Compuesto Sistema Stock Nombre Común
FeF2 Fluoruro de hierro (II) Fluoruro ferroso
FeF3 Fluoruro de hierro (III) Fluoruro férrico
CuI Yoduro de cobre (I) Yoduro cuproso
CuI2 Yoduro de cobre (II) Yoduro cúprico

Fórmulas de compuestos binarios iónicos
Los compuestos iónicos son formados por iones positivos y negativos, por lo que son eléctricamente neutrales. La carga neta o total de los iones en una fórmula tiene que ser cero.
Por ejemplo: cloruro de sodio: para escribir la fórmula necesitamos identificar los iones que están formando el compuesto. Al escribir la fórmula lo hacemos de manera inversa a la que se escribe el nombre, el cloruro Cl- es el ión que se escribe último y el ión de sodio se escribe primero. Sabemos que Na pertenece al grupo I de la tabla periódica por lo que forma el ión con carga igual a su número de grupo +1. El ión cloruro obtiene su carga al restar el número de grupo al que pertenece menos ocho, por lo que su carga es 7-8 = -1.
Al escribir la fórmula tenemos: Na+Cl-, pero en la fórmula química del compuesto no puede aparecer ninguna carga porque es un compuesto neutral de manera que las cargas se invierten y la del ión negativo pasa a ser el suscrito del ión positivo, de igual forma la carga del ión positivo es el suscrito del ión negativo. Como en este caso ambas cargas son iguales a uno, no se escriben en la fórmula química. La fórmula final es NaCl.

Ejemplo 2: óxido de aluminio: Al3+ (pertenece al grupo III); O2- (núm. grupo(6) –8) = 2-
Al3+ O2- = Al2O3 Significa que 2 iones de Al se combinan con 3 de
Oxígeno.
Ácidos binarios – están formados de dos elementos solamente, uno de ellos es hidrógeno. Si estos compuestos no se disocian en agua para formar una solución acuosa no podemos nombrarlos ácidos. Para indicar que se encuentran en solución acuosa debemos incluir el símbolo (ac) seguido de la fórmula del compuesto y poder nombrarlos como ácidos. El nombre del ácido binario comienza con la palabra ácido seguido por la raíz del nombre del elemento no-metálico a la cual se le añade la terminación hídrico.
Ejemplo: HCl (ac) ácido clorhídrico
HF (ac) ácido fluorhídrico
La terminación hídrico se refiere al agua de la solución, no al hidrógeno del compuesto. En fase gaseosa estos compuestos son nombrados como cualquier compuesto binario, nombrando el elemento no-metálico con la terminación uro, preposición de y el nombre del metal.
Ejemplo: HCl (g) cloruro de hidrógeno
HF (g) fluoruro de hidrógeno
Fórmula química de los ácidos binarios
Los ácidos siempre contienen a hidrógeno y se encuentran en solución acuosa por lo que para escribir su fórmula química, se escribe el hidrógeno primero y luego el símbolo del ión que lo acompaña.
Ejemplo: ácido bromhídrico HBr(ac)
Ácido sulfhídrico es formado por H+ y el ión sulfuro S2-, fórmula al intercambiar las cargas H2S.
Compuestos moleculares binarios – son formados por dos elementos no-metálicos, por lo que el enlace entre los átomos es diferente al que se forma cuando se une un metal con un no-metal que se unen por la atracción de las cargas de los iones.
Por lo tanto es el único grupo al cual se le debe incluir la información de la cantidad de átomos presentes en la molécula. Para esto utilizamos los prefijos griegos:
mono –1 hexa - 6 di – 2 hepta - 7 tri – 3 octo - 8 tetra 4 nona - 9 penta – 5 deca - 10

Nomenclatura sistemática:
1. Para los compuestos formados por dos no-metales tenemos que conocer la electronegatividad, que es la habilidad que posee un elemento para retener un par de electrones, la electronegatividad es mayor para los elementos que se encuentran a la derecha en la tabla periódica excluyendo los gases nobles, porque estos son poco reactivos debido a que contienen una valencia completa de ocho electrones. Mientras más a la izquierda se encuentre un elemento menos electronegatividad posee.
2. Para escribir el nombre del compuesto comenzamos nombrando el elemento más electronegativo y luego el menos electronegativo. Utilizamos prefijos griegos para indicar el número de átomos que posee cada elemento. El prefijo “mono” puede omitirse para el primer elemento. La ausencia de un prefijo para el primero de los elementos generalmente significa que sólo hay un átomo de ese elemento en la molécula.

Ejemplo: CO(g) monóxido de carbono
CO2(g) dióxido de carbono ó bióxido de carbono
CCl4(l) tetracloruro de carbono
P2O5 (s) pentaóxido de difósforo
NH3 trihidruro de nitrógeno
N2H4 tetrahidruro de binitrógeno
Existen algunas excepciones para utilizar los prefijos griegos al nombrar compuestos
moleculares que contienen hidrógeno. Muchos de estos se llaman por sus nombres
comunes no sistemáticos que no indican el número de átomos de hidrógeno.
Fórmula Nombre
B2H6 diborano
CH4 metano
SiH4 Silano
NH3 Amoniaco
PH3 Fosfina
H2O Agua
H2S Sulfuro de hidrógeno

Es muy sencillo escribir fórmulas de los compuestos moleculares. El nombre trisulfuro de arsénico indica que hay un átomo de arsénico (As) y tres átomos de flúor (F) en la molécula para escribir la fórmula el orden de aparición de los elementos es inverso al nombre.
Al escribir la fórmula química escribimos primero el menos electronegativo y luego el símbolo del más electronegativo. Arsénico es menos electronegativo que el azufre. Por lo tanto al escribir la fórmula química tenemos que tomar en cuenta los prefijos griegos que para arsénico no hay ninguno lo que implica que es uno y para azufre el prefijo griego tri indica que hay tres. De manera que la fórmula es AsS3.

Ejemplo 2: pentaóxido de binitrógeno: 5 O2- y 2 N3-, al escribir la fórmula colocamos primero el menos electronegativo que es nitrógeno y luego el oxígeno utilizando como suscritos los prefijos griegos de cada uno: N2O5.
Compuestos ternarios
Los compuestos ternarios están formados por de tres elementos, un metal y dos no-metales los cuales están enlazados en un ión complejo (ión poliatómico). Algunos iones poliatómicos más comunes se encuentra en las tablas.
Iones poliatómicos
1. Cationes.
Fórmula Nombre
NH4+ Ión amonio
Hg22+ Mercurio (I)

2. Aniones
a. Pocos iones terminan en –uro.
Fómula Nombre
CN- Cianuro
N3- azuro
OH- hidróxido
O22- peróxido
O2- superóxido

b. Oxianiones –ato más oxígeno –ito menos oxígeno
Fórmula Nombre
NO2- nitrito
NO3- nitrato
SO32- sulfito
SO42- sulfato
PO33- fosfito
PO43- fosfato

c. Oxianiones que tienen un hidrógeno extra
Fórmula Nombre
SO42- sulfato
HSO4- Ión hidrógeno sulfato (bisulfato)
SO32- sulfito


HSO3- Ión hidrógeno sulfito (bisulfito)
PO43- fosfato (tribásico)
HPO42- Ión hidrógeno fosfato (dibásico)
H2PO4- ión dihidrógeno fosfato (monobásico)

d. Poseen diferentes cantidades de átomos de oxígeno.
Fórmula Nombre
ClO- hipoclorito
ClO2- Clorito
ClO3- Clorato
ClO4- Perclorato
CO32- Carbonato
HCO3- Carbonato de hidrógeno (bicarbonato)
C2H3O2- acetato

f. Metales que forman oxianiones.

Fómula Nombre
MnO4- permanganato
CrO42- Cromato
Cr2O72- dicromato

Sales de compuestos ternarios
Se nombran siguiendo las reglas de los compuestos binarios, nombramos el ión poliatómico seguido por la preposición de y el nombre del metal.
Ejemplos: Ba(OH)2 Hidróxido de bario
MgSO4 Sulfato de magnesio
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)
NH4Cl Cloruro de amonio
Fórmulas químicas de compuestos ternarios
Al escribir la fórmula química de un compuesto ternario tenemos que tener en cuenta que estos compuestos están formados por más de tres elementos lo cual indica que poseen iones poliatómicos.

Cuando escribimos la fórmula de los compuestos ternarios tenemos que utilizar paréntesis al invertir las cargas y colocarlas a los iones contrarios como suscritos porque deben afectarse todos los elementos que se encuentran en el ión poliatómico.
Ejemplo: fosfato de calcio: fosfato es un ión poliatómico (PO43-) y calcio pertenece al grupo 2 de la tabla por lo que forma el ión Ca2+. Al escribir la fórmula primero escribimos el metal y luego el ión poliatómico negativo. Ca2+ PO43-, se invierten las cargas de ambos y se colocan paréntesis en el ión fosfato para que el suscrito 2 afecte al fósforo y al oxígeno. Ca3(PO4)2.
Ácidos Ternarios (Oxiácidos)
Los ácidos ternarios consisten de tres elementos, uno de los cuales es hidrógeno y los otros dos están combinados en un ión poliatómico. Los oxiácidos son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el elemento central). Al igual que los ácidos binarios, estos compuestos no son nombrados ácidos a menos que se encuentren en solución acuosa (ac). Las fórmulas de los oxiácidos generalmente se escriben con el H en primer lugar, seguido por el elemento central y al final el O.
Ejemplo: H2CO3 ácido carbónico
HNO3 ácido nítrico
H2SO4 ácido sulfúrico
HClO3 ácido clórico
En algunos casos existen oxiácidos que poseen el mismo elemento central pero cantidades diferentes de átomos de oxígeno. Empezando con los oxiácidos cuyos nombres terminan en “ico” debemos seguir las siguientes reglas para nombrar estos compuestos.
• Al añadir un átomo de O al ácido “ico”, el ácido recibe el nombre de ácido “per....ico”.
o Ejemplo: HClO3 ácido clórico

HClO4 ácido perclórico
• Al quitar un átomo de O al ácido “ico”, el ácido recibe el nombre de ácido “oso”.
o Ejemplo: HNO3 ácido nítrico

HNO2 ácido nitroso
• Al quitar dos átomos de O del ácido “ico”, el ácido se llama ácido “hipo...oso”.
o Ejemplo: HClO3 ácido clórico

HClO ácido hipocloroso

En forma resumida podemos decir:
Cuando el ácido es ácido per...ico” su ión poliatómico es per...ato. Si el ácido es ácido ...ico, su ión poliatómico es ...ato. Si el ácido es ácido ...oso, su ión poliatómico es ...ito. Si el ácido es ácido hipo...oso, su ión poliatómico es hipo..ito.
Ejemplo:
HClO4(ac) contienen el ion per clorato y su nombre es ácido per clórico. HClO3(ac) contienen el ión clorato y su nombre es ácido clórico. HClO2(ac) contiene el ión clorito y su nombre es ácido cloroso. HClO(ac) contiene el ión hipo clorito y su nombre es ácido hipo cloroso.
Oxianiones
Los oxianiones son aniones de los oxiácidos y para nombrarlos debemos conocer ciertas reglas.
• Cuando se quitan todos los iones H+ del ácido “ico”, el nombre del anión termina en “ato”.
o Ejemplo: CO32- ión carbonato derivado del ácido carbónico, H2CO3
• Cuando se quitan todos los iones H+ del ácido “oso”, el nombre del anión termina en “ito”.
o Ejemplo: ClO2- ión clorito derivado del ácido cloroso, HClO2.
• Los nombres de los aniones a los cuales se les ha quitado uno o más iones H+, deben indicar el número de iones H+ presentes.
o Ejemplo: H3PO4 ácido fosfórico

H2SO4- fosfato de dihidrógeno
HSO42- fosfato de hidrógeno

Figura que resume la nomenclatura de oxiácidos y oxianiones
Oxiácido Oxianión todosdeinaciónEHionesloslim+→
+[O]
-[O]
-[O]

Ácido per...ico

per...ato

Ácido representativo “ico”

ato

Ácido “oso”

ito

Ácido “hipo...oso”

hipo...ito”


II- Cálculos que requieren el uso de la escritura química de los compuestos



MASA ATÓMICA
Cuando en la Tabla Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en
realidad de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, pues se
compara la masa de cada uno con una unidad de referencia.
En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente.

¿Cuál es la unidad de referencia?
Se la llama u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa Atómica
Su valor es igual a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de C

MASA ATÓMICA RELATIVA:
Es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la unidad de masa atómica.

Debemos tener en cuenta cuando leemos esto que para cualquier medición que
realizamos diariamente siempre tomamos una unidad de referencia.
Por ejemplo:
cuando medimos el largo de una calle nuestra unidad de referenciaes el metro.

Entonces: ¿qué leemos en la Tabla Periódica?
masa atómica se simboliza por sus letras iniciales: m.a.
masa atómica del Cu= 63,54
leemos que la masa de un átomo de Cu es 63,54 veces mayor que la una,
pero no que la masa de un átomo de Cu es 63,54 g
masa atómica del H= 1,00797
leemos que la masa de un átomo de H es 1,00797 veces mayor que la una,
pero no que la masa de un átomo de H es 1,00797 g
masa atómica del S= 32,064
leemos que la masa de un átomo de S es 32,064 veces mayor que la una,
pero no que la masa de un átomo de S es 32,064 g
No existe una balanza capaz de medir la masa de un solo átomo.

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

Calculo de unidades molares y moleculares


La masa molar es la masa de un mol de unidades elementales. La mol es definida como "la cantidad de materia un sistema que contiene la misma cantidad de unidades elementales contenidas en 0,012 Kg de Carbón N12". Según esta definición, cualquier cantidad de materia que contenga 6,0_2x1023¥entidades, e‹ una mol. Así, podemos tener 1 mol de átomos, de moléculas, de iones, de protones, de electrones o de otras partículas.
Por medio del siguiente dispositivo y reacción química se determinará la masa molar de magnesio:
Mg‘(s) + 2 HÞl (ac)  MgCl2 (ac) + H2 (˜)
2H+ (ac) + Mü (s)  Mg2+ (ac) + ¬2 (g)

Como se ve en la reacción, un mol de Magnesio desplaza un mol de hidrogeno. Gracias a nuestro dispositivo podemos extraer volumen de gas desprendido de hidrogeno y sabiendo que un mol de un las en CNTP ocupa 22,4 L podemos Calcular la cantidad de moles de hidrogeno y por lo tanto la cantidad de moles de magnesio.
2. Informe
Caso 1
Datos
V–lumen _eido en la probeta V: ´2 ml
Pre’ion atmosferica Patm: 10»5 hPa
Temperatura ambiente t: 17ºC
Presion parcial del vapor de aŸua a 17 C Pvap. agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio m: 0,Ñ44 gr
Altura ye la coôumna de aÀua hagua:10 cm
Patm = µH2 + Pvap=agua + Pcol agua
 H2O. hH2O =  Hg . hHg
1g/cm3 . 100 mm = 13,6 g/cm3 . hHg
hHg= 100 mm.g.cm-3 = 7,35 mm Hg
13,¬ g.cm-Ž
1025 hPa = 769 mm Hg
769 mm ég = PH2 +_14,530 mm Hg + 7,35 mmHg
PH2 = 747,12 mm Hg
P. V = n.r.T
0,98atm . Ë,042L ¥ n . 0,082 atm L . 290 K
K .mol
n = 1,73 x 10-3
1,73 x 10-3 mol  0,04_ g
1 mol  x g = 25,42g
La masa molar del magnesio según el experimento es de 25,42 g
Caso 2:
Datos

Volumen leido en la probeta V: 48 ml
Presion atmosferSca Patù: 1026 hPa
Te8peratura ambiente tc 17ºC
Presion parcial del vapor Xe agua a 17 C Pvap agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio m: 0,05 gr
Altura de la columna de agua hagua: 9,5 cm
Patm = PH2 + Pvap agua + Pcol agua
 H2O. hH2O =  Hg . hHg
1g/cm3 . 95 mm = 13,6 g/cm3 . hHg
hHg= 95 mm.g.cm-3 = 6,98 mm Hg
13,6 g.cm-3
1026 hPa = 769,75 mm Hg
769,75 mm Hg = PH2 + 14,530 mm Hg + 6,98 mmHg
PH2 = 748,24 mm Hg
P. V = n.r.T
0,98 atm . 0,048L = n . 0,082 atm L . 290 K
K .mol
n = 1,98 x 10-3
1,98 x 10-3 mol  0,05 g
1 mol  x g = 25,27g
La masa molar del magnesio según el experimento es de 25,27 g
Caso 3:
Datos
Volumen leido en la probeta V: 39 ml
Presion atmosferica Patm: 1026 hPa
Temperatura ambiente t: 17ºC
Presion parcial del vapor de agua a 17 C Pvap. agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio m: 0,04 gr
Altura de la columna de agua hagua: 13,2 cm
Patm = PH2 + Pvap agua + Pcol agua
 H2O. hH2O =  Hg . hHg
1g/cm3 . 132 mm = 13,6 g/cm3 . hHg
hHg= 132 mm.g.cm-3 = 9,7 mm Hg
13,6 g.cm-3
1026 hPa = 769,75 mm Hg
769,75 mm Hg = PH2 + 14,530 mm Hg + 9,7 mmHg
PH2 = 745,52 mm Hg
P. V = n.r.T
0,98atm . 0,039L = n . 0,082 atm L . 290 K
K .mol
n = 1,61 x 10-3
1,61 x 10-3 mol  0,04 g
1 mol  x g = 24,89g
La masa molar del magnesio según el experimento es de 24,89 g

Para rellenar los moles de moleculas uso: n= m/M
Para rellenar nº de moleculas : N = Na x n
Para la masa uso: m= M x n
Para los atomos de carbono: N x 3
La última columna me pide los moles de atomos de Hidrogeno, y tengo duda en como rellenarla

Otra preguntilla, me dan la proporción 7g de hierro por cada 4 de azufre. Hay que calcular las masas del compuesto que son 100g. Yo se que hay que reaccionar 1,75 por cada gramo de azufre, pero no se como calcular las masas de una forma sencilla

MOL.- Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 10 . Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.
1 MOL de un elemento = 6.022 x 10 átomos

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.
Para cualquier ELEMENTO:
1 MOL = 6.022 X 10 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)
Ejemplos:
Moles Átomos Gramos
(Masa atómica)
1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S
1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu
1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14.01 g de N
1 mol de Hg 6.022 x 10 átomos de Hg 200.59 g de Hg
2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K
0.5 moles de P 3.0110 x 10 átomos de P 15.485 g de P
En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g Fe ( 1 mol
55.85 g ) = 0.448 moles Fe La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma
¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.
5.00 g Mg ( 1 mol
24.31 g ) = 0.206 mol Mg
¿Cuál es la masa de 3.01 x 10 átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.
3.01 x 1023 átomos Na ( 22.99 g
6.023 x 10 átomos ) = 1.31 x 10 átomos Na
Masa molar de los compuestos.-
Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio)
K 1 x 39.10 = 39.10
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
56.11 g
Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu 3 x 63.55 = 190.65
P 2 x 30.97 = 61.04
O 8 x 16 = 128 +
379.69 g
Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
Al 2 x 26.98 = 53.96
S 3 x 32.06 = 96.18
O 9 x 16 = 144 +
294.14 g
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.
1 MOL = 6.022 x10 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
Ejemplos:
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na 1 x 22.99 = 22.99
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
40.00 g
La secuencia de conversión sería:
1.00 Kg NaOH ( 1000 g
1 Kg ) = 1000 g NaOH

1000 g NaOH ( 1 mol
40.00 g ) = 25.0 mol NaOH
¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
Calculamos la masa molar del H2O.
H 2 x 1.01 = 2.02
O 1 x 16 = 16 +
18.02 g

5.00 mol H2O ( 18.02 g
1 mol ) = 90.1 g H2O
¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.
H 1 x 1.01 = 1.01
Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
36.46 g

25.0 g HCl ( 6.022 x 1023 moléculas
36.46 g ) = 4.13 x 10 moléculas HCl

COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
% A = masa total del elemento A masa molar del compuesto X 100

Ejemplo:
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni 2 x 58.69 = 117.38
C 3 x 12.01 = 36.03
O 9 x 16 = 144 +
297.41 g
2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.
% Ni = 117.38
297.41 x 100 = 39.47%

% C = 36.03
297.41 x 100 = 12.11%

% O = 144
297.41 x 100 = 48.42 %
Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:
39.47 + 12.11 + 48.42 = 100
FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.
La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.
Ejemplos:
Compuesto Fórmula molecular Fórmula empírica
Acetileno C2H2 CH
Benceno C6H6 CH
Formaldehído CH2O CH2O
Ácido acético C2H4O2 CH2O
Glucosa C6H12O6 CH2O
Dióxido de carbono CO2 CO2
Hidrazina N2H4 NH2

A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.
Ejemplo:
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?
PASO 1
Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay
14.3 g de H
85.7 g de C


PASO 2
Convertir los gramos a moles.

14.3 g H ( 1 mol de H
1.01 g H ) =14.16 mol H

85.7 g de C ( 1 mol de C
12.01 g C ) =7.14 mol C

PASO 3
Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H 14.6
7.14 = 2.04 C 7.14
7.14 = 1.0
Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.
FÓRMULA EMPÍRICA: CH2
PASO 4
Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.
Fórmula empírica CH2
C 1 x 12.01 = 12.01 n = 42.00
14.03 = 2.99 3
H 2 x 1.01 = 2.02 +
14.03

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6
Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida.
Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?
Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2.
2.233 g Fe ( 1 mol Fe
55.85 g Fe ) = 0.0399 0.04mol Fe

32.06 g S ( 1.926 g S
1 mol S ) = 0.06 mol S

PASO 3

Fe 0.04
0.04 = 1 S 0.06
0.04 = 1.5
Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2.
A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.
Fracción decimal Multiplicar por
0.5 2
0.3 3
0.25 4
En este caso usaremos el número 2 el cual debe multiplicarse por los cocientes de cada elemento.
Fe 1 x 2 = 2 S 1.5 x 2 = 3
FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3
PASO 4
Fe2S3
Fe 2 x 55.85 = 111.7
S 3 x 32.06 = 96.18 +
207.88 g

n = 208
207.88 =1
Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.
FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3
En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.
La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.
Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6="red"> y su fórmula empírica CH3.
Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.
III- Introducción al estudio de las ecuaciones químicas
Reacción química, forma de representar matemáticamente el proceso en el que una o más sustancias —los reactantes— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
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 total.
BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.
H2 + O2  H2O
Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.
2 H2 + O2  2 H2O
Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice.
Los métodos más comunes para balancear una ecuación son: Tanteo, Algebraico y Redox.
===== Métodos =====
Tanteo
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
Ejemplo:
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + HF
Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta des balanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2 HF
Ecuación balanceada
Ejemplo:
K + H2O  KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de H esta des balanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.
K + 2 H2O  KOH + H2
Ecuación no balanceada
Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó des balanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.
K + 2 H2O  2 KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.
2 K + 2 H2O  2 KOH + H2
Ecuación balanceada
Algebraico
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.
Ecuación a balancear:
FeS + O2  Fe2O3 + SO2
Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:
A B C D
FeS + O2  Fe2O3 + SO2
2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C.
El símbolo produce () equivale al signo igual a (=).
Fe A = 2C
S A = D
O 2B = 3C + 2D
3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2, de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.
A B C D
FeS + O2  Fe2O3 + SO2
Fe A = 2C Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D
S A = D A= 2C D = 4 2B = (3) (2) + (2) (4)
O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14
A = 4 B = 14/2 B = 7
4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:
A B C D
4 FeS + 7 O2  2Fe2O3 + 4SO2
Ecuación Balanceada
Redox
Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al), diatónico como los gases o halógenos (O2) y poli atómicos (S6).
Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación”, que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0).
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo:
Na + H2O  NaOH + H2
Na0 + H+12O-2  Na+1O-2H+1 + H02
Reacción Redox
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambian al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras Reducción y Oxidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.
Para la reacción anterior: Na0  Na+1 Oxidación
H+12  H02 Reducción
Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de electrones ganados y/o perdidos.
BALANCEO REDOX
Las reglas para el balanceo Redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:
K2Cr2O7 + H2O + S  SO2 + KOH + Cr2O3
1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.
K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0  S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23
2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).
+6 e
Cr+62  Cr+32 Reducción
- 4e
S0  S+4 Oxidación
3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o por su mínimo común denominador).
+6 e
2 [ Cr+62  Cr+32 ]
- 4e
3 [ S0  S+4 ]
+12 e
2 Cr+62  2Cr+32
- 12e
3 S0  3 S+4
4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.
3 S0 + 2Cr+62  3 S+4 + 2Cr+32
2K2Cr2O7 + H2O + 3S  3SO2 + KOH + 2Cr2O3
5. Terminar de balancear por tanteo.
2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S  3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3
Aplicación e implicación de las Reacciones de combinación
En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por ejemplo:
2CaO(s) + 2H2O (l)! 2Ca (OH) 2(ac)
En esta formula se mezclan 2 moles de oxido de calcio sólido con 2 moles de agua liquida reacciona produciendo 2 moles de dihidróxido de calcio acuoso.
En un principio se definió oxidación como toda reacción de combinación de cualquier sustancia con el oxígeno, y reducción como la reacción inversa, de pérdida de oxígeno de una sustancia.
Reacciones de descomposición
Dentro de estas reacciones existen dos clases de descomposiciones:
a) Descomposiciones simples
Este es un tipo de reacción química inverso al de síntesis, en donde una sustancia reacciónate se descompone en dos o más productos. Genéricamente estas reacciones se pueden representar mediante:
A -> B±C
Donde la sustancia A da origen a los productos B y C.
Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para formar dos o más productos. Puede ser o no Redox. Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas, por ejemplo:
2H2O2 2H2O + O2


b) Descomposiciones mediante un reactivo
En este caso, para que se efectúe la descomposición de una sustancia, se requiere el concurso de otro reactivo, y se pueden representar mediante:
AB + C —* AC + BC
Donde la sustancia AB es transformada mediante C en otras dos distintas, ACyBC.

Reacciones de sustitución o desplazamiento
En este tipo de reacciones un elemento o grupo de elementos que forman parte de un compuesto son desplazados por otro compuesto, y se pueden representar por:
AB + C —> AC + B
Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los reactivos por alguno de los componentes del otro reactivo. En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto.
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl


Que indica que el compuesto de fórmula AB reacciona con C para formar el compuesto AC y dejar libre B.
Mediante este tipo de reacción, los elementos más reactivos toman el puesto de los que son menos.

Reacciones de doble sustitución
En estas reacciones se da un intercambio entre los elementos o grupos de elementos de las sustancias que intervienen en la reacción, y se pueden representar mediante:
AB + CD -* AC ± BD
N el oxígeno, y reducción como la reacción inversa, de pérdida de oxígeno de una sustancia.

Un Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en un compuesto. Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
H3O+ + OH- 2H2O
Reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
Ácido+ base → sal + agua
En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la fenolftaleina (si los elementos a neutralizar son Ácido clorhídrico e Hidróxido de Sodio), pero también se puede usar el azul de safranina, el azul de metilena, etc. para saber si esa solución contiene alguna base.
Unos ejemplos pueden ser:
H2CO3 + MG (OH)2 → MG2 (CO3)2 + 6H2O
Es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido+ base → sal + agua
En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la fenolftaleina (si los elementos a neutralizar son Ácido clorhídrico e Hidróxido de Sodio), pero también se puede usar el azul .