Química general

Química General. Es la rama de la Química que estudia las leyes, los fundamentos y los principios básicos comunes a todas las ramas de la Química. Y en este sentido podemos decir que se trata de una palabra que deriva del árabe, de “kimiyá”, que puede traducirse como “piedra filosofal”.

Es el nombre de una ciencia que suele ser mencionada como la evolución de la alquimia. Los químicos se encargan de estudiar la composición, la estructura, las propiedades y los cambios de una materia.

Como se puede suponer, se trata de un campo de estudio muy amplio. Por eso existen diferentes disciplinas y especialidades dentro de la química, de acuerdo al objeto de estudio específico, las características de la materia que se estudia, etc.

De esta manera, podemos referirnos a la química orgánica (que analiza sustancias cuyos compuestos cuentan con carbono), la química inorgánica(centrada en los compuestos y las sustancias simples que no tienen carbono) y la química analítica (la disciplina que apela a instrumentos y herramientas de laboratorio para realizar sus análisis), entre otras.

Si nos referimos a la química general, estaremos haciendo mención a la química en su sentido más amplio. Por eso se conoce con este nombre a materias o asignaturas introductorias a esta ciencia, o a cursos básicos que se encargan de enseñar los principios y los fundamentos esenciales de la misma.

Así, existen numerosos cursos académicos que precisamente se plantean bajo el título de “Química general”. Así, a través de los mismos, los alumnos pueden descubrir desde las nociones básicas de la misma hasta sus diferentes modalidades pasando por las distintas aplicaciones que tiene en varios campos.

Además de lo expuesto, podemos decir que los estudiantes de la carrera universitaria de Farmacia cuentan con una asignatura que responde al nombre de Química General. En la misma, no sólo aprenden cuáles son los principios básicos de esa disciplina o los diferentes tipos que existen sino que también descubren cómo se aplica al ámbito farmacéutico. De la misma forma, estudian lo que es razonamiento químico y desarrollan ciertas habilidades para la resolución de problemas con esa materia.

Una de las obras más importantes sobre la materia que nos ocupa lleva precisamente por título “Química general”. Está realizada por Ralph H. Petrucci, Carey Bissonnette y F. Geoffrey Herring y Jeffry D. Madura. Dispone ya de hasta diez ediciones y la misma aborda cuestiones tales como las propiedades de la materia, los compuestos químicos, las reacciones químicas, la termoquímica, las fuerzas intermoleculares, las disoluciones o el conocido como principio de equilibrio químico. Se ha convertido en un libro de cabecera para todos los que se inician en el estudio de la citada disciplina científica.

A través de la química general, por lo tanto, se trabaja con los entes fundamentales de la química: los protones, los electrones y los neutrones, que son partículas simples. También aparecen, en esto contexto, partículas compuestas como los átomos, las moléculas y los núcleos atómicos. La química general, por otro lado, estudia los principios de las reacciones químicas (el proceso que permite el intercambio energético entre un sistema y su entorno).

Trata los principios teóricos como leyes, reglas y teorías que explican la composición y comportamiento de la materia y energía.

La Química y el ser humano

La Química es una de las ciencias básicas de las ciencias naturales, la cual se dedica al estudio de la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que experimenta al realizarse reacciones químicas y su relación con la energía.

Es una de las ciencias más importantes en los campos del conocimiento, como el estudio de materiales, la biología, la farmacología, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.

Las primeras experimentaciones del hombre y la química se dieron con la utilización del fuego, la obtención de hierro y de vidrio son claros ejemplos. Poco a poco la especie humana se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de transformación. Se dedicó un gran empeño en buscar una sustancia que transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. La acumulación de experiencias alquímicas jugó un papel vital en el futuro establecimiento de la química.

 

La química estudia las cosas por medio del método científico, es decir, mediante la observación, la cuantificación y la experimentación. En su sentido más amplio, la química estudia las diversas sustancias que existen en nuestro planeta así como las reacciones que las transforman en otras sustancias. Por otra parte, la química estudia la estructura de las sustancias a su nivel molecular. Y por último, pero no menos importante, sus propiedades.

Disposición de los elementos en la Tabla Periódica

Los elementos de una misma columna forman un grupo, los cuales tiene propiedades similares. Estos elementos se dividen en:

Metales alcalinos.- Corresponden a la familia IA de la Tabla Periódica, con excepción del hidrógeno que no es un metal. Presentan mayor carácter metálico que se incrementa con su número atómico. Son blandos, brillantes y reactivos, no se encuentra en estado elemental, solo combinados. Reaccionan violentamente con el agua y se conservan en aceite mineral o gasóleo.

Metales alcalinotérreos.- Están en el grupo IIA. Son menos reactivos que los alcalinos. Son de baja densidad, coloreados y blandos. Su flama presenta una coloración característica, que permite identificarlos por análisis cualitativo.

Metales térreos.- Son reactivos, no se encuentran en estado libre, sino formando generalmente óxidos o hidróxidos. El boro se diferencia porque es un semimetal. El aluminio es el más abundante en la tierra, es ligero. Junto con el Mg forman el duraluminio que se usa en la Aeronáutica.

Metales de transición.- Se ubican en la zona central de la Tabla Periódica. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Algunos elementos representativos de este grupo son el hierro, cobalto, níquel, mercurio, cobre, entre otros.

Halógenos.-Elementos del grupo VII A. Tienen mayor carácter no metálico. Forman compuestos con la mayoría de los elementos. Su carácter no metálico disminuye al aumentar el número atómico. De este grupo, el flúor y el cloro son gases, el bromo es el único no metal líquido y el yodo es sólido.

Gases nobles.- Se encuentran en el grupo VIII A. Son gases monoatómicos, incoloros, poco reactivos y rara vez se combinan con otros elementos.

El kriptón y xenón reaccionan con el oxígeno y el flúor para formar algunos compuestos

 

Cuando se realiza una medida, es posible que se afecte debido a la imperfección de los instrumentos o factores ambientales. Pueden ser:

 

Errores sistemáticos.- Se repiten constantemente, afectan al resultado aumentando o disminuyendo la medida. Se relacionan con la forma de realizar la medida, debido a un defecto de construcción o calibración del instrumento de medida. Los errores sistemáticos pueden ser instrumentales y personales.

Errores accidentales o aleatorios.- Están siempre presentes en las mediciones, se producen al azar. Afectan al resultado, pues causan que los valores de las mediciones se dispersen alrededor del valor real. Se pueden disminuir por tratamiento estadístico.

Estos errores no se pueden eliminar ni corregir para poder acercarse más al valor real. Se puede tomar un método estadístico para llegar al valor más probable en un conjunto de mediciones.

Escalas de Temperatura y Densidad

Las escalas de temperatura más utilizadas son: Celsius, Fahrenheit y Kelvin.

La escala Celsius, utilizada por Anders Celius en 1742, asigna al agua 0º al punto de congelación y 100º al punto de ebullición.

En escala Fahrenheit, utilizada por el alemán Gabriel Fahrenheit, asigna los puntos de congelación y ebullición son 32ºF y 212ºF, respectivamente.

En la escala Kelvin, inventada por el matemático y físico británico William Thomson, asigna el punto de congelación es 273.15K y el punto de ebullición es 373.15K.

Cero absoluto.- Es la menor temperatura teóricamente posible. Corresponde a -273.15ºC o cero en la escala Kelvin (0K).

La relación entre las escalas de temperatura es:

100 partes (Centígrada) =180 partes (Fahrenheit) = 100 partes (Kelvin)

Ecuación para transformar ºC a K y viceversa

Ecuación para transformar ºC a ºF y viceversa

Ecuación para transformar ºF a K y viceversa

 

Densidad

La densidad es una propiedad que permite identificar o diferenciar una sustancia de otras.

Es la relación matemática entre una unidad de masa y una unidad de volumen.

 

d=m/V

 

En el Sistema Internacional de Unidades, la densidad se mide en kg/m³, pero se acostumbra a expresar la densidad de los líquidos y sólidos en g/mL o g/cm³ y la densidad de los gases en g/L.

Estados físicos de la materia

Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La materia se presente básicamente en cuatro estados físicos o estados de agregación: sólido, líquido, gaseoso, plasmático o radiante y estado de condensación o estado condensado de Bose-Einstein.

 

 CARACTERÍSTICAS DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

Estado Sólido

• Tiene forma definida, se resiste a la deformación.
• Son incomprensibles.
• Volumen definido.
• El movimiento de sus partículas es vibracional en torno a puntos fijos.
• Se dilatan cuando se calientan y se contraen al enfriarlos.
• Los sólidos se diferencian unos de otros por su fragilidad, plasticidad, dureza y elasticidad.
• Poseen espacios intermoleculares pequeños.
• Las fuerzas de cohesión son mayores a las fuerzas de repulsión.

Estado Líquido

• Adoptan la forma del recipiente que los contienen.
• Son incomprensibles.
• Volumen definido.
• Sus partículas están muy próximas, pero se mueven con cierta libertad.
• Se dilatan cuando se calientan y se contraen al enfriarlos.
• Se difunden a través de otros líquidos.
• Los líquidos se diferencian entre sí por su viscosidad y capacidad de disolución.
• Poseen espacios intermoleculares mayores.

Estado Gaseoso

• No tienen forma definida.
• Se pueden comprimir fácilmente reduciendo su volumen.
• Se adaptan al volumen del recipiente.
• Sus partículas están muy separadas y se mueven al azar.
• Se dilatan cuando se calientan y se contraen al enfriarlos.
• Se difunden al mezclarse con gases y líquidos.

Estado Plasmático o Radiante

• Tienen forma definida.
• Volumen indefinido.
• Los átomos se mueven libremente.
• Sus partículas están cargadas eléctricamente y no poseen equilibrio electromagnético.
• Bajo un campo magnético se pueden formar filamentos, rayos  y capas dobles.

Estado Condensado de Bose-Einstein

Todos los átomos se encuentran en el mismo lugar, aunque esto va en contra de todo lo que vemos a nuestro alrededor.

A temperaturas increíblemente bajas, los átomos pierden su identidad individual y se juntan en una masa común que algunos denominan superátomo.

En la figura 1, la única bola roja representa la posición donde se haya todos los átomos, pero no uno sobre otro, sino todos ocupando el mismo espacio físico.

 

Cambios de estado de la materia.- La materia puede cambiar de un estado de agregación a otro al variar la temperatura y la presión. Los cambios de estado son reversibles. Un cambio de estado progresivo se produce con un aporte de energía o disminución de presión, como fusión; y uno regresivo se produce por disminución de energía o aumento de presión, como la solidificación.

Existen dos formas de vaporización: la ebullición cambio de estado que se produce en toda la masa de un líquido a una temperatura determinada: el agua hierve a 100 ºC; y la evaporación que se produce a cualquier temperatura y solo en la superficie de un líquido.

Estructura electrónica de los elementos

Cada elemento tiene una configuración característica única, la cual muestra cómo se disponen los electrones alrededor del núcleo.

 

Los números cuánticos n y l, determinan la energía de cada electrón. Las energías de los electrones se incrementan al aumentarse la suma (n+l). Su energía es directamente proporcional al resultado de la suma de los dos primeros números cuánticos.

Para dos electrones de valores iguales de (n+l), el que presente menor valor de n tendrá menor energía.

 

1. Principio de Aufbau

• Los electrones se acomodan en orden creciente de su energía.

El orden de llenado es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6

 

2. Principio de exclusión de Pauli

Establece que en un orbital atómico caben como máximo dos electrones con espines opuestos. También predice que ningún electrón de un mismo átomo puede tener los cuatro números cuánticos iguales.

Ejemplo:

 

3. Principio de Hund

Cuando hay disponibles orbitales de energía idéntica, los electrones tienden a ocuparlos de uno en uno, no por pares.

 

Ejemplo:

 

Exactitud y precisión en las medidas

• Exactitud: Es el grado de concordancia entre el valor verdadero y el experimental. Un instrumento es exacto si las medidas realizadas con él son todas muy próximas todas al valor «verdadero» de la magnitud medida. Cabe recalcar que es la proximidad entre el valor medido y el valor real, además indica una comparación con un  valor aceptado. Por ejemplo, si la masa de una sustancia es 22.5 g y una medida de dicha masa es 22.4 g se puede considerar exacta; sin embargo, un valor de 20.05 es poco exacto.

El lanzador tiene buena exactitud ya que sus lanzamientos son cercanos al valor real.

• Precisión: Es  na propiedad que se aplica a un conjunto de medidas de una misma magnitud en condiciones sensiblemente iguales, estas condiciones pueden ser: de respetabilidad, de precisión intermedia o de reproducibilidad. Un instrumento mide con precisión cuando la diferencia entre distintas medidas de una misma magnitud es muy pequeña. Los conceptos entre exactitud y precisión son independientes entre sí, pues algunas medidas puede ser muy precisas pero no exactas.

El lanzador tiene buena precisión ya que todos los dardos están cercanos entre sí, aunque lejanos al punto central.

 

• Diferencia entre exactitud y precisión: Existe una gran diferencia, aunque en nuestro lenguaje vulgar ambos términos son sinónimos, sin embargo, metro lógicamente, los términos no deben intercambiarse ya que la diferencia es significativa.

Precisión se refiere a un conjunto de medidas que se repiten o se acercan unas a otras sin ser cercanas al valor real, mientras que exactitud se refiere a la cercanía de dichas medidas al valor real.

Medición y Cifras Significativas

Medida: Es el resultado de comparar la cantidad de magnitud que se quiere medir, con la unidad convencional de esa magnitud. En cambio, magnitud es todo aquello que se puede medir, que se representa por un número. Un ejemplo de estas magnitudes son la velocidad, la fuerza, la temperatura, el volumen, la energía física, entre otras.

Los números medidos don los que se obtienen al medir una cantidad, como la temperatura, la altura, la velocidad. Los números exactos no se miden, se obtienen de contar elementos; por ejemplo, no es preciso medir una docena, se sabe que corresponden a doce elementos. Para medir se han diseñado instrumentos de medida y se escoge una cantidad de esa magnitud para tomarla como unidad.

Si medimos directamente con el aparato se dice que la medición es directa, pero si realizamos cálculos a partir de mediciones, se dice que es indirecta.

INSTRUMENTOS DE MEDIDA

Cifras significativas: Son dígitos que expresan información real. El número de cifras significativas es igual al número de dígitos escritos, incluyendo el último dígito, aun cuando el valor de éste sea inseguro.

Las cifras significativas sirven para redondear valores, proceso que se deriva del tratamiento estadístico de datos. Se resume en los siguientes parámetros:

• Todos los dígitos distintos de cero: 3.96 g tiene tres cifras significativas.
• Un cero entre dígitos distintos de cero: 23006 tiene cinco cifras significativas.
• Para un número mayor que la unidad, los ceros que aparecen al final si van detrás de la coma decimal: 7.00 tiene tres cifras significativas; 3.0 tiene dos cifras significativas.
• Cualquier dígito en el coeficiente de un número escrito en notación científica: 6.0 x 10^3 tiene dos cifras significativas.

Medidas de Longitud, Masa y Volumen

Longitud: Es la distancia entre dos puntos, o la mayor de las dimensiones en una superficie. La unidad básica es el metro, dependiendo de la distancia que se desee medir se utilizan distintos tipos de cintas métricas o reglas. Se la considera como una de las magnitudes físicas fundamentales, es una medida de una dimensión lineal; por ejemplo m, mientras que el área es una medida de dos dimensiones; por ejemplo m^2.

Las unidades de longitud son: 

1. Para distancias en la inmensidad del espacio: la unidad astronómica, el año luz y el pársec.
2. Para medir distancias muy pequeñas: el angstrom, el radio de Bohr y la longitud de Planck.

• 1m = 1×10^2 cm
• 1m = 1×10^3 mm
• 1m = 1×10^-3 km

 

Masa: Es una medida de la cantidad de materia de un objeto, es constante independientemente de donde se encuentre. Para determinar la masa de un cuerpo se utiliza la balanza. La unidad básica del SI es el kilogramo. Es una propiedad intrínseca de los cuerpos que determina la medida de la masa inercial y de la masa gravitacional.

• 1kg = 1000 g
• 1kg = 1×10^3 g

UNIDADES DE MASA DEL SI

• Yottagramo 1024 g (Yg)
• Zettagramo 1021 g (Zg)

 

• Exagramo 1018 g (Eg)

 

• Petagramo 1015 g (Pg)

 

• Teragramo 1012 g (Tg)

 

• Gigagramo 109 g (Gg)

 

• Tonelada Métrica 106 g (Mg o t)

 

• Quintal Métrico 105 g (q)

 

• Miriagramo 104 g (mag)

 

• Kilogramo 103 g (kg)

 

• Hectogramo 102 g (hg)

 

• Decagramo 101 g (dag)

 

• Gramo, 1 g (g)

 

• decigramo 10-1 g (dg)

 

• centigramo 10-2 g (cg)

 

• miligramo 10-3 g (mg)

 

• microgramo 10-6 g (µg)

 

• nanogramo 10-9 g (ng)

 

• picogramo 10-12 g (pg)

 

• femptogramo 10-15 g (fg)

 

Attogramo 10-18 g (ag)

 

• zeptogramo 10-21 g (zg)

 

• yoctogramo 10-24 g (yg)

 

Volumen: Se define como la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo. El metro cúbico (m^3) es la unidad derivada del SI; pero en Química se suele trabajar con volúmenes muy pequeños, como el centímetro cúbico (cm^3) y el decímetro cúbico (dm^3). La masa y el volumen son propiedades generales de la materia y no permiten identificar un tipo de sustancia concreta. Para medir el volumen de líquidos y sólidos se puede utilizar una probeta graduada u otros recipientes aforados.

 

1m^3 = 1×10^6 cm^3

1m^3 = 1×10^3 dm^3

1m^3 = 1×10^3 L

 

Metales, No Metales y Semimetales

La Tabla Periódica permite separar los distintos elementos químicos por sus propiedades físicas y químicas en: metales, no metales y semimetales.

Metales.- Ocupan las zonas izquierda y central de la Tabla Periódica; por tanto, constituyen un grupo mayoritario de los elementos. Presentan propiedades físicas y químicas variadas. Se caracterizan por:

• Su brillo metálico.
• El color del metal depende de la luz que refleja, por ejemplo, el cobre (Cu) es rojo, el oro (Au) es amarillo.
• Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido.
• Son dúctiles (pueden dar forma de hilos).
• Son maleables (pueden convertirse en láminas).
• Son tenaces, pues la mayoría de ellos resisten a la ruptura.
• Son buenos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen elevados puntos de fusión.

Algunos metales típicos son hierro, sodio, plata, oro, magnesio, zinc, estaño, plomo, entre otros.

Los metales se combinan con el oxígeno para formar óxidos metálicos. Se pueden mezclar y fundir dos o más metales para la elaboración de las aleaciones.

 

 

El acero es una aleación entre el  hierro y el carbono.

 

 

La elevada conductividad del cobre facilita su amplio uso en la fabricación de alambres.

 

No metales.- Se ubican en la región superior derecha de la Tabla Periódica.

• A temperatura ambiente suelen ser sólidos, como carbono (C), fósforo (P), azufre (S), selenio (Se), yodo (I); líquidos, como el bromo (Br); gases como hidrógeno (H), nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F), cloro (Cl).
• Son malos conductores de la electricidad.
• Tienen puntos de fusión bajos y bajas densidades.
• No son brillantes.
• Reaccionan entre sí y con los metales.

Algunos no metales tienen particular importancia por sus aplicaciones. El cloro es un químico que se usa en la purificación del agua y en la elaboración de solventes para lavado en seco.

El nitrógeno se emplea en la fabricación de fertilizantes, preparación de explosivos. Se usa también para inflar los paquetes y envasar los productos al vacío.

El oxígeno se usa para el afinado del acero, también como el combustible de cohetes y misiles. En el campo de la medicina como componente del aire artificial para aquellas personas con insuficiencias respiratorias. El ozono, forma alotrópica del oxígeno, se usa como bactericida, decolorante de aceites, ceras y harinas.

El cloro se utiliza para la purificación del agua.

El flúor sirve para inhibir la iniciación y progresión de la caries dental, como también estimula la formación ósea.

Semimetales.- Se sitúan entre los metales y los no metales. Se comportan unas veces como metales y otras como no metales. Son elementos semimetálicos el boro (B), el silicio (Si), el germanio (Ge), el arsénico (As), el telurio (Te) y el ástato (At). Son sólidos a temperatura ambiente, son duros y quebradizos. Se usan como semiconductores porque funcionan como conductores o aislantes.

Antimonio.- Posee baja conductividad térmica y eléctrica; se evapora a bajas temperaturas.

Modelo Atómico Actual

La imposibilidad de dar una explicación teórica satisfactoria de los espectros de los átomos con más de un electrón con los principios de la mecánica clásica, condujo al desarrollo del modelo atómico actual que se basa en la mecánica cuántica.

También es conocido como el modelo atómico de orbitales, expuesto por las ideas de científicos como: E. Schrödinger y Heisenberg. Establece una serie de postulados, de los que cabe recalcar los siguientes:

• El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo
• No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón alrededor del núcleo
• Existen varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y orientación en el espacio; así decimos que hay orbitales: s, p, d, f.
• En cada nivel energético hay un número determinado de orbitales de cada clase.
• Un orbital atómico es la región del espacio donde existe una probabilidad aceptable de que se encuentre un electrón. En cada orbital no puede encontrarse más de dos electrones.

El modelo se fundamenta en los siguientes principios:

Principio de onda-partícula de Broglie: Señala que la materia y la energía presentan caracteres de onda y partícula; que los electrones giran por la energía que llevan y describen ondas de una longitud determinada.

1. Principio estacionario de Bohr: El mismo que señala que un electrón puede girar alrededor del núcleo en forma indefinida.
2. Principio de incertidumbre de Heidelberg: Determina que es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y velocidad del electrón.

 

 

Modelos Atómicos

Un modelo atómico es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. A lo largo del tiempo existieron varios modelos unos mejor elaborados que otros.

Modelo atómico de Dalton.-Primero con bases científicas.

Modelo atómico de Thomson.-Los electrones son como las frutas dentro de un pastel.

Modelo atómico de Rutherford.-Es el primer en el cual se distingue el núcleo y los electrones.

Modelo atómico de Bohr.-Es un modelo cuantizada del átomo, con electrones girando en órbitas circulares.

Modelo atómico de Sommerfeld.-Es un modelo con una visión relativista de los modelos de Rutherford y Bohr.

Niveles de energía de los electrones

Los electrones poseen energía y se mueven en la corteza del átomo en caminos determinados llamados orbitales. Un electrón puede determinar niveles de energía, pero además cada nivel de energía tiene uno o más subniveles de energía. Para escribirlas características de los electrones de un átomo se utiliza los números cuánticos.

Números Cuánticos. Son valores numéricos que determinan el tamaño, la forma, y la orientación de un orbital. Se clasifica en:

Número Cuántico Principal (n).-Determina el tamaño del orbital puede tomar los valores de 1, 2, 3…etc. Para los elementos conocidos se requieren 7 niveles energéticos.

Número Cuántico Secundario (l).-Determina la forma del orbital. Su valor depende del número cuántico principal. A cada valor el número cuántico secundario le corresponde una forma de orbital que se identifica con una letra minúscula: Sharp (s), principal (p), difuse (d) y fundamental (f).

Número Cuántico Magnético (m).-Indica la orientación del orbital en el espacio. Toma valores enteros que van desde -l hasta +l, incluyendo el 0. El número cuántico magnético depende del valor que tenga el número cuántico secundario.

Número Cuántico Spin (s).-Indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital generando un campo eléctrico.

Notación científica

En Química y en las ciencias experimentales se manejan con frecuencia números muy pequeños y otros muy grandes por ello resulta conveniente expresarlos en notación científica. Según esta, se representa un número entero o decimal como potencia de diez; es decir, se escribe la parte entera con una sola cifra, seguida de la parte decimal y una potencia positiva o negativa de 10.

 

• Si el número es mayor o igual  que 10, se mueve el punto decimal hacia la izquierda y la potencia es positiva.
• Si el número es menor que 1, el punto decimal se mueve a la derecha y la potencia es negativa.

Para realizar cálculos con notación científica se siguen ciertas recomendaciones:

• Adición y Sustracción

Para sumar o restar  con uso de notación científica, las cantidades deben tener el mismo exponente y así solo se suman o se restan las cantidades sin que se cambie los exponentes.

Para sumar cantidades que no tienen el mismo exponente se debe mover la coma en la cantidad que tiene el exponente menor.

• Multiplicación y División

En la multiplicación y división, los exponentes pueden ser diferentes puesto que las cantidades se multiplican y los exponentes se suman. En el caso de la división las cantidades se dividen y los exponentes se restan.

 

Número atómico (Z) y número de masa (A)

Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo de un elemento y es el que determina la identidad de un átomo. Por ejemplo; todos los átomos que contienen 11 protones en el núcleo son átomos de sodio. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, es decir, el número atómico también indica el número de electrones.

Número de Masa

Es el número de protones y neutrones que existen en el núcleo del átomo de un elemento.

Períodos y grupos

 

Los Períodos

Los elementos se distribuyen en filas horizontales, llamadas períodos. Pero los periodos no son todos iguales, sino que el número de elementos que contienen van cambiando, aumentando al bajar en la tabla periódica.

El primer periodo tiene sólo 12 elementos, el segundo y el tercer periodo tiene 8 elementos, el cuarto y quinto periodo tiene 18, el sexto periodo tiene 32 elementos, y el séptimo no tiene los 32 elementos porque está incompleto. Estos dos últimos periodos tienen 14 elementos separados, para no alargar demasiado la tabla y facilitar su trabajo con ella.

El periodo que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica. Es decir, un elemento con cinco capas electrónicas, estará en el quinto periodo. El hierro, por ejemplo, pertenece al cuarto periodo, ya que tiene cuatro capas electrónicas.

Los Grupos

Las columnas de la tabla reciben el nombre de grupos. Existen dieciocho grupos, numerados desde el número 1 al 18. Los elementos situados en dos filas fuera de la tabla pertenecen al grupo 3.En un grupo, las propiedades químicas son muy similares, porque todos los elementos del grupo tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas.

Así, si nos fijamos en la configuración electrónica de los elementos del primer grupo, el grupo 1 o alcalinos:

 

Elemento	Símbolo	Última capa
Hidrógeno	H	1s1
Litio	Li	2s1
Sodio	Na	3s1
Potasio	K	4s1
Rubidio	Rb	5s1
Cesio	Cs	6s1
Francio	Fr	7s1

 

La configuración electrónica de sus últimas capas es igual, variando únicamente el periodo del elemento

Propiedades de la materia

Una sustancia se identifica y distingue de otras por medio de sus propiedades o cualidades físicas y químicas. Las propiedades son las diversas formas en que impresionan los cuerpos materiales a nuestros sentidos o a los instrumentos de medida. Así podemos diferenciar el agua del alcohol, el hierro del oro, azúcar de la sal, etc.

Las propiedades de la materia se clasifica en dos grandes grupos: generales y específicos.

1. Propiedades Generales:

Son las propiedades que presentan todo cuerpo material sin excepción y al margen de su estado físico así tenemos:

 

• Masa: es la cantidad de materia contenida en el volumen cualquiera, la masa de un cuerpo es la misma en cualquier parte de la Tierra.
• Volumen: un cuerpo ocupa un lugar en el espacio.
• Peso: es la acción de la gravedad de la Tierra sobre los cuerpos.
• Porosidad: como los cuerpos están formados por partículas diminutas, éstas dejan entre sí espacios vacíos llamados poros.
• Inercia: es una propiedad que los cuerpos tienden a mantenerse en su estado de reposo o movimiento.
• La impenetrabilidad: es la imposibilidad de que dos cuerpos distintos ocupen el mismo espacio simultáneamente.
• La movilidad: es la capacidad que tiene los cuerpos de cambiar su posición como consecuencia de su interacción con otros.

• Elasticidad: propiedad que tiene los cuerpos en cambiar su forma cuando se les aplica una fuerza adecuada y de recobrar su forma original

2. Propiedades Específicas: son aquellas propiedades que impresionan nuestros sentidos sin alterar su composición interna o molecular.

Son las propiedades peculiares que caracterizan a cada sustancia, permiten su diferenciación con otra y su identificación.

Entre estas propiedades tenemos: densidad, punto de ebullición, punto de fusión, índice de refracción de luz, dureza, tenacidad, ductilidad, maleabilidad, solubilidad, reactivad, actividad óptica, energía de ionización, electronegatividad, calor y acidez.

Ejemplo: densidad, estado físico (solido, liquido, gaseoso), propiedades organolépticas (color, olor, sabor), temperatura de ebullición, punto de fusión, solubilidad, dureza, conductividad eléctrica, conductividad calorífica, calor latente de fusión, etc.

A su vez las propiedades físicas pueden ser extensivas o intensivas.

Propiedades Extensivas: el valor medido de estas propiedades depende de la masa. Por ejemplo: inercia, peso, área, volumen, presión de gas, calor ganado y perdido, etc

Propiedades Intensivas: el valor medido de estas propiedades no depende de la masa. Por ejemplo: densidad, temperatura de ebullición, color, olor, sabor, calor latente de fusión, reactividad, energía de ionización, electronegatividad, molécula gramo, átomo gramo, equivalente gramo, etc.

Relación de la Química con otras ciencias

Originalmente solo existía una Ciencia Natural. Con la adquisición de nuevos conocimientos, ésta se dividió en diversas ramas, dando lugar a las cuatro ciencias naturales clásicas: Física, Química, Biología y Geología. Desarrollos posteriores de las Ciencias Naturales clásicas dieron lugar a nuevas especialidades: Bioquímica, Biofísica, Geoquímica, Geofísica, Físico-química

“Relación de la Química con otras Ciencias”

La química se relaciona con diferentes ciencias como la física, la astronomía, la biología, entre otras. Gracias a esta interrelación es posible explicar y comprender los complejos fenómenos de la naturaleza.
La ciencia que está más profundamente afectada por la física es la química. La química primitiva fue muy importante para la física. La interacción entre las dos ciencias fue muy intensa porque la teoría de los átomos estaba apoyada en gran medida en experimentos de química. La colección de reglas acerca de qué sustancias se combinan con cuales, y cómo, constituyó la química inorgánica. Todas estas reglas fueron finalmente explicadas por la mecánica cuántica, de modo que la química teórica es de hecho física.

 

La química cubre un campo de estudios bastante amplio, por lo que en la práctica se estudia de cada tema de manera particular. Las seis principales y más estudiadas ramas de la química son:

Química inorgánica: síntesis y estudios de las propiedades eléctricas, magnéticas y ópticas de los compuestos formados por átomos que no sean de carbono (aunque con algunas excepciones). Trata especialmente los nuevos compuestos con metales de transición, los ácidos y las bases, entre otros compuestos.

Química orgánica: Síntesis y estudios de los compuestos que se basan en cadenas de carbono.

Bioquímica: estudia las relaciones químicas en los seres vivos, estudia el organismo y los seres vivos.

Química física: estudia los fundamentos y bases físicas de los sistemas y procesos químicos. En particular, son de interés para el químico físico los aspectos energéticos y dinámicos de tales sistemas y procesos. Entre sus áreas de estudio más importantes se incluyen la termodinámica química, la cinética química, el electro química, la mecánica estadística y la espectroscopia. Usualmente se la asocia también con la química cuántica y la química teórica.

Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos químicos en cantidades elevadas, de la manera económicamente más beneficiosa.

Química analítica: estudia los métodos de detección y cuantificación de una sustancia en una muestra. Se subdivide en cuantitativa y cualitativa.

Además existen múltiples subdisciplinas que, por ser demasiado específicas o bien multiplicidades, se estudian individualmente como:

1. Astroquímica
2. Electro-química
3. Foto-química
4. Magneto-química
5. Nanoquímica (relacionada con la nanotecnología)
6. Petroquímica
7. Geoquímica
8. Química Computacional
9. Química Cuántica
10. Química Macro-molecular
11. Química Nuclear
12. Química Organometálica
13. Química Teorica

 

Sustancias puras y mezclas

1. Sustancias Puras

La mayor parte de las cosas materiales son mezclas. Por ejemplo, una limonada es una mezcla de azúcar, agua y jugo de limón.

Si separamos los componentes de la limonada, llegamos a obtener algunas sustancias puras. Por ejemplo el azúcar es una sustancia pura.

Una sustancia pura es la clase de materia que tiene una composición química definida en toda su extensión y se puede identificar por una serie de propiedades particulares como estas:

1. Composición química definida: Todas las sustancias tienen una fórmula química fija, procedan de donde procedan, Por ejemplo el agua (H20) es una sustancia, su fórmula está formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
2. Propiedades particulares: Cada sustancia tiene propiedades físicas características, como densidad, punto de ebullición y punto de fusión.

Por ejemplo cualquier muestra de agua pura a una atmósfera de presión presenta los valores para el punto de congelación (0°C) y el punto de ebullición (100°C), y a 4°C su densidad es de 1 g/cm3

2. Mezclas

Las mezclas son el resultado del mezclado mecánico de sustancias químicas tales elementos y compuestos, sin que existan enlaces químicos u otros cambios químicos, de forma tal que cada sustancia ingrediente mantiene sus propias propiedades químicas. A pesar de que no se producen cambios químicos de sus componentes, las propiedades físicas de una mezcla, tal como por ejemplo su punto de fusión, pueden ser distintas de las propiedades de sus componentes.

Algunas mezclas se pueden separar en sus componentes mediante procesos físicos (mecánico o térmicos), como ser destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación.

1. Mezclas homogéneas: son aquellas en las que los componentes de la mezcla no son identificables a simple vista. Una mezcla homogénea importante de nuestro planeta en el aire. El aire está formado por varios componentes como:

• Oxígeno: elemento O
• Nitrógeno: elemento N
• Dióxido de carbono: compuesto CO2
• Vapor de agua
• Otros gases en menor cantidad

Entre las mezclas homogéneas se distingue un tipo especial denominado disolución o solución. Al componente que se encuentra en mayor cantidad se le denomina solvente o disolvente y al que se encuentra en menor cantidad

2. Mezcla Heterogénea:una mezcla heterogénea es aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formado por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Las partes de una mezcla heterogéneas pueden separarse mecánicamente. Por ejemplo: las ensaladas o la sal mezclada con arena.

Tabla Periódica (La ley periódica)

Con el paso del tiempo el número de elementos químicos existentes ha ido aumentando hasta llegar a los elementos de hoy en día. Algunos de ellos presentan propiedades muy parecidas, por lo que se creyó conveniente asignarles nombres, símbolos, ordenarlos y agruparlos de un modo que refleje las relaciones existentes entre ellos. Para facilitar la ubicación de los elementos químicos de acuerdo con su comportamiento se procedió a clasificarlos de distintas formas, hasta llegar al sistema periódico actual. A continuación, una descripción cronológica de las aportaciones más importantes.

Antoine Lavoisier (1743-1794). Químico francés, recopiló una lista de 23 elementos conocidos hasta ese momento y los clasificó en 2 grupos: metales y no metales.

Jons Jacob Berzelius  (1779-1848). Químico sueco, introdujo el sistema actual de los símbolos químicos; utilizó la primera letra del nombre latino del elemento, añadiendo la segunda letra en caso de ser necesario. Este sistema se mantiene, con leves modificaciones, hasta la actualidad.

Johann Wolfgang Dobereiner (1780-1849). Químico alemán, organizó los elementos con propiedades muy semejantes en grupos de tres, a los que llamó tríadas. En cada tríada, la masa atómica del elemento central era aproximadamente el promedio de las masas atómicas de los otros dos.

 

Elemento	Masa atómica
Calcio	40.08
Estroncio	87.62
Bario	137.32
Masa media	88.7

 

Elemento	Masa atómica
Cloro	35.45
Bromo	80
Yodo	127
Masa media	81.22

 

Elemento	Masa atómica
Azufre	32.07
Selenio	78.96
Telurio	127.6
Masa media	79.83

John Alexander Newlands (1837-1898). Químico inglés, propuso la ley de las octavas, en virtud de la cual las propiedades químicas de los elementos se colocaba en orden creciente de sus masas atómicas, después de siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero.

 

1	2	3	4	5	6	7
Li 6.9	Be 9.0	B 10.8	C 12.0	N 14.0	O 16.0	F 19.0
Na 23.0	Mg 24.3	Al 27.0	Si 28.1	P 31.0	S 32.1	Cl 34-5.5
K 39.0	Ca 40.0

Alexandre Émile Beguyer de Chancourtois (1820-1886). Geólogo francés, ordenó los elementos en orden creciente de sus masas atómicas en una espiral alrededor de un cilindro que se conoce como Tornillo o caracol telúrico. De Chancourtois fue el primero en darse cuenta que las propiedades de los elementos eran una función periódica de su peso atómico. Usando esta representación pudo predecir la estequiometria de varios óxidos metálicos.

Julios Lothar Meyer (1830-1895). Químico alemán y Dimitri Mendeleiev (1834-1907) químico ruso propusieron, por separado, ordenar los elementos químicos en orden creciente de sus pesos atómicos, colocando en la misma columna aquellos elementos con propiedades semejantes.

El mérito de Mendeleiev fue haber dejado huecos en la tabla en previsión de que posteriormente se descubrieran otros elementos. Por ejemplo, no existía un elemento con una masa atómica entre la del calcio y la del Titanio, Mendeleiev dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Más tarde le correspondió al Escandio (Sc) ocupar esta posición, de acuerdo con sus propiedades. Ciertas inexactitudes aparecieron en la tabla de Mendeleiev, como el cobalto (Co) que estaba antes que el níquel (Ni), siendo mayor la masa atómica del primero.

Henry Moseley (1887-1915). Científico inglés, propuso ordenar los elementos en la tabla periódica en función de su número atómico, es decir, según el número de protones. Afirmó que cada elemento difiere del anterior en tener una carga positiva más en su núcleo. Como resultado de su trabajo enunció la Ley Periódica Moderna que dice: «Las propiedades de los elementos, así como de los compuestos constituidos por ellos, son función periódica de sus números atómicos».

 

Glenn Teodore Seaborg (1912-1999). Químico estadounidense, propuso trasladar los elementos electrónicos pesados de origen natural, como torio (Th), protactinio (Pa), uranio (U), neptunio (Np) y plutonio (Pu), llamados lantánidos, junto con los elementos transuránicos sintéticos que forman la serie de los actínidos. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada adoptó el nombre de seaborgio (Sg) para el elemento de número atómico 106.

 

Tabla Periódica: Símbolos y valencias

Aquí tiene las valencias de los elementos más comunes, que luego le servirán para aplicarlas a los átomos en los óxidos, en los hidruros, en las sales neutras y en las sales volátiles.

No metales

Halógenos	Anfígenos	Nitrogenoides	Carbonoides
F     1 con H	S     4,6 con O 2 con H	Ni    1,3,5,7 con O 3 con H	C     4 con O 4 con H
Cl  1,3,5,7 con O 1 con H	Se    4,6 con O 2 con H	P      1,3,5,7 con O 3 con H	Si    4 con O 4 con H
Br  1,3,5,7 con O 1 con H	Te   4,6 con O 2 con H	As    3,5 con O 3 con H	Ge    4 con O 4 con H
I    1,3,5,7 con O 1 con H		Sb     3,5 con O 3 con H

 

 

No metales especiales

 

 

 

 

Elemento especial	Valencia
B	3
(CN)	1

 

Metales de Valencia Variable

 

Valencia	1-2	1-3	2-3	2-4	3-4	3-5
Elementos	Cu	Au	Fe	Pb	Ce	Nb
	Hg	Tl	Co	Sn	Pr	V
			Cr		Pa	Ta
			Ni
			Mn

 

Metales de Valencia Fija

VALENCIAS
1	2	3	4	6	7
Li	Ca	Al          Y	Pd        Th	U	Tc
Na	Sr	Bi          Yb	Pt         Ti	W
K	Be	Dy         La	Os        Hf	Mo
Rb	Ba	Er          Lu	Ir
Cs	Ra	Sc          Sa	Zr
Fr	Mg	Eu         Tm	Rh
Ag	Zn	Ga         Ho	Re