QUIMICA MODELOS ATOMICOS Modelo atomico de Dalton El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, científicas, formulado en 1808 1808 por por John John Dalton
Postulados de Dalton Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples: 1
1. La materia está formada por partículas partículas muy pequeñas llamadas átomos átomos,, que son indivisibles y no 2. 3. 4. 5. 6.
se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes. Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. químicas . Los átomos, al combinarse combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos átomos de elemento elementoss diferentes diferentes se pueden pueden combinar combinar en proporc proporciones iones distint distintas as y formar formar más de un compuesto. Los compuest compuestos os químicos químicos se forman forman al unirse unirse átomos átomos de dos o más elemento elementoss distintos. distintos.
Modelo atómico de Thomson El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph por Joseph 1 John Thomson, Thomson , descubridor del electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento descubrimiento del protón y del neutrón.. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones neutrón por electrones de carga negativa en un u n átomo positivo, 2 como un budín de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.
Dicho modelo fue rebatido tras el experimen experimento to de Rutherford ,3 cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford .4 Representación esquemática del modelo de Thomson.
Modelo atómico de Rutherford El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro" , realizado en 1911. El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo. Rutherford Llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedian el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y de carga positiva, y que en la zona extranuclear se encuentra los electrones de carga negativa Modelo de un átomo de Rutherford.
Modelo atómico de Bohr El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico . Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr , para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905. Diagrama del modelo atómico de Bohr.
Modelo atómico de Schrödinger El modelo atómic o de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista . Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.
Tabla periódica de los elementos
La tabla periódica de los elementos .
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer , trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner . Grupos
Artículo principal: Grupo de la tabla periódica. A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 ,2 los grupos de la tabla periódica son: Grupo 1 (I A): los metales alcalinos Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos Grupo 3 (III B): Familia del Escandio Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto Grupo 10 (X B): Familia del Níquel Grupo 11 (I B): Familia del Cobre Grupo 12 (II B): Familia del Zinc Grupo 13 (III A): los térreos Grupo 14 (IV A): los carbonoideos Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VII A): los halógenos Grupo 18 (VIII A): los gases nobles Períodos
Artículo principal: Períodos de la tabla periódica. Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos: • • • • • • •
Período 1 Período 2 Período 3 Período 4 Período 5 Período 6 Período 7
La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f , que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
La "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas .
Propiedades periódicas de los elementos químicos Son las propiedades que presentan los distintos elementos de la tabla periódica y se repiten secuencialmente a lo largo de ella. Debido al lugar que ocupa cada elemento en la tabla se deducen algunos valores de dichas propiedades así como su comportamiento del punto de vista quimico.
Propiedades fisicas y quimicas metales, no metales y semi metales Los metales son un grupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina en estado sólido. Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por una línea diagonal de elementos. Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales, y los elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que integran esta diagonal -boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato- tienen propiedades tanto metálicas como no metálicas. Los metales muestran un amplio margen en sus propiedades físicas. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto es rosáceo, el cobre rojizo y el oro amarillo Los no metales comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Se caracterizan por presentar una alta electronegatividad, por lo que es más fácil que ganen electrones a que los pierdan. Los no metales, excepto el hidrógeno, están situados en la tabla periódica de los elementos en el bloque p. De este bloque, excepto los metaloides y, generalmente, gases nobles, se considera que todos son no metales. Los no metales suelen formar enlaces iónicos con los metales, ganando electrones, o enlaces covalentes con otros no metales, compartiendo electrones. Sus óxidos son ácidos. Los no metales forman la mayor parte de la tierra, especialmente las capas más externas, y los organismos están compuestos en su mayor parte por no metales. Algunos no metales, en condiciones normales, son diatómicos en el estado elemental: hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2), flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2) y yodo (I2).
Metaloides o semimetales Junto con los metales y los no metales, los metaloides o semimetales comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales. No hay una forma unívoca de distinguir los metaloides de los metales verdaderos, pero generalmente se diferencian en que muchas veces los metaloides son semiconductores antes que conductores. Son considerados metaloides los siguientes elementos: Boro (B) Silicio (Si) Germanio (Ge) Arsénico (As) Antimonio (Sb) Telurio (Te) Polonio (Po) Dentro de la tabla periódica los metaloides se encuentran en línea diagonal desde el boro al polonio. Los elementos que se encuentran encima a la derecha son no metales, y los que se encuentran debajo a la izquierda son metales.
2.-ENLACES QUIMICOS La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes, su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Tipos de enlaces químicos Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo
contrario. Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). 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. 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. Las fuerzas intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas a veces también reciben el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son: • •
El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno) Las fuerzas de Van der Waals
El enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor
Fuerza de Van der Waals
Artículo principal: Fuerzas de Van der Waals. También conocidas como fuerzas de dispersión, de London o fuerzas dipolo-transitivas, corresponden a las interacciones entre moléculas con enlaces covalentes apolares debido a fenómenos de polarización temporal. Estas fuerzas se explican de la siguiente forma: como las moléculas no tiene carga eléctrica neta en ciertos momentos se puede producir una distribución en la que hay mayor densidad de electrones en una región que en otra, por lo que aparece un dipolo momentáneo. Cuando dos de estas moléculas polarizadas y orientadas convenientemente se acercan lo suficiente entre ambas, pude ocurrir que las fuerzas eléctricas atractivas sean lo bastante intensas como para crear uniones intermoleculares. Estas fuerzas son muy débiles y se incrementan con el tamaño de las moléculas .
[dipolo permanente] H-O-H----Cl-Cl [dipolo transitivo] Un ejemplo del segundo caso se encuentra en la molécula de cloro : (+) (-)
(+) (-)
[dipolo transitivo] Cl-Cl----Cl-Cl [dipolo transitivo] Atracciones dipolo-dipolo Artículo principal: Interacción dipolo-dipolo. Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:
también se pueden dar entre una molecula con dipolo negativo y positivo al mismo tiempo, más un átomo normal sin carga.
Sustancias Ionicas Caracteristicas fisicas
Algunas características de este tipo de enlace son: • • • •
• • •
Ruptura de núcleo masivo. Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición . Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII. Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas. Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad . En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona .
Sustancias Covalentes Caracteristicas fisicas
Existen dos tipos de sustancias covalentes: Sustancias covalentes moleculares:
los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes
propiedades: • •
• • •
Temperaturas de fusión y ebullición bajas. En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos Son blandos en estado sólido. Son aislantes de corriente eléctrica y calor. Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).
Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades: Redes:
• • • • • •
Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Son sólidos . Son sustancias muy duras (excepto el grafito). Son aislantes (excepto el grafito) . Son insolubles . Son neocloridas.
Estructura de Lewis
Ejemplo del diagrama de puntos en estructura de Lewis, entre carbono C , hidrógeno H , y oxígeno O, representados según la estructura de Lewis. La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. La regla del octeto
La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia. . Reacción química o cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
Tipos de reacciones
Los tipos de reacciones comunes a la química orgánica e inorgánica son: Ácido-base (neutralización), combustión, solubilización, reacciones redox y precipitación.
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal neutra y agua Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base → sal haloidea + agua
Ejemplos: Hidróxido de sodio mas ácido carbónico que forma carbonato de sodio mas agua: •
La combustión es una reacción química de oxidación, en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de energía, en forma de calor y luz, manifestándose visualmente como fuego. En toda combustión existe un elemento que arde ( combustible) y otro que produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de O 2 gaseoso. Los explosivos tienen oxígeno ligado químicamente por lo que no necesitan el oxígeno del aire para realizar la combustión. Ecuación Química
Donde EC: Energía Calórica, EL: Energía Lumínica o Luminosa:
Reacción de Combustión
C(n)H(2n+2) + (3n+1)/2O2 → (n)CO2 + (n+1)H2O
Una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de una o más sustancias , que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia. 1 Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama.
Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más pares de electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.1 Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte: •
•
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. 2
Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales. • •
Semireacción de reducción: 2e- + Cu2+ → Cu0 Semirreacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e-
o más comúnmente, también llamada ecuación general: Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0
Un precipitado es el sólido que se produce en una disolución por efecto de difusión o de una reacción química o bioquímica. A este proceso se le llama precipitación. Dicha reacción puede ocurrir cuando una sustancia insoluble se forma en la disolución debido a una reacción química o a que la disolución ha sido sobresaturada por algún compuesto, esto es, que no acepta más soluto y que al no poder ser disuelto, dicho soluto forma el precipitado. Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas: reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo a el tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble: La reacción de síntesis o reacción de combinación es aquella en que dos elementos o compuestos reaccionan para generar un solo producto. La siguiente es la forma general que presentan este tipo de reacciones: A+B → AB Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del cloruro de sodio: 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) Ejemplos: •
Na2O(s) + H2O(l) → 2Na(OH)(ac)
Reacción de descomposición Un compuesto se fragmenta en elementos o
compuestos más sencillos. En
este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos. AB → A+B Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua: 2H2O(l) → 2H 2(g) + O 2(g) En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento:1 A + BC → AC + B
La mayoría de las reacciones de desplazamiento se agrupan en tres subcategorías: • • •
Desplazamiento de hidrógeno Desplazamiento de metal Desplazamiento de halógeno
Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes. AB + CD → AD + BC Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución .
Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química. Veamos un ejemplo de este tipo de reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O
«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)». AGUA DISOLUCIONES
Una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de una o más sustancias , que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia. 1 Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama.
Clasificación- Tipos de disoluciones
Por su estado de agregación De tipo coloidal •
Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa y el icopor .
Sólidas •
•
•
Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un
ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño. Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno . Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).
Líquidas •
• •
Sólido en líquido: este tipo de
disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar. Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua. Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.
Gaseosas •
•
•
Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un
ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.[cita requerida] Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno2 y el polvo atmosférico disuelto en el aire. 3 Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo. 2
Por su concentración
Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha. Por su concentración, la disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado. Disoluciones empíricas
También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera: •
• •
•
•
Disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado. Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas. Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente. Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.
Disoluciones valoradas
A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, si toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.
Unidades de Concentracion Fisicas y Quimicas La concentración de una solución es la medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad de solución (o disolvente) nidades Físicas. Porcentajes
Por definición el porcentaje es la proporción (en partes) por cada 100 partes de un todo. Si aplicamos este concepto a las disoluciones podemos definir la concentración de una solución como partes de soluto en 100 partes de solución. Las “partes” puedes ser expresadas en Masa (g) o volúmenes (mL, L). Si se disuelven 2 g de NaCl en 98 g de Agua se obtienen 100 g de una solución que es 2 por ciento (%) de
masa (sal). Específicamente esta solución se describiría como 2 % (peso/peso) de sal en agua [lo cual quiere decir que son 2 g (peso) en 100 g (peso) de solución) Unidades Quimicas de Concentracion
Tambien se puede expresar la concentración de una solución con unidades químicas aunque la idea general es siempre expresar la cantidad de soluto en una cantidad de solvente (o solución). Fracción molar: Usando el concepto de mol se puede expresar la concentración de una solución como la
cantidad de un componente i cualquiera (en moles) en la cantidad total de todos los componentes de la solución (en moles): Xi (fracción molar de i) = moles de i / (moles de i + moles de j + moles de k + ....) y que la suma de Xi + Xj + Xk..... = 1 Molaridad
La molaridad (M) se define como la cantidad de moles de soluto en un litro de solución M = moles de soluto / volumen de solución (L) Molalidad
La Molalidad se define como los moles de soluto presentes en un Kilogramo de disolvente (NO SOLUCION) FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD La naturaleza: lo semejante disuelve a
lo semejante, tanto eléctrica como fisicamente.
• La temperatura:
En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. • La presión:
Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de líquidos y sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry: la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución. • La adición de un ion común (efecto del ion común): Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion común desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier • Efecto salino Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando por resultado el aumento de la solubilidad. Un sólido siempre está en equilibrio con los iones que lo forman e ¿Que es el pH?
El pH es el grado de aidez de una sustancia, es decir la concentración de iones de H + en una solucion acuosa, término (del francés pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
SOLUCIONES ACIDAS
SUSTANCIA - ÁCIDO PRESENTE - FÓRMULA Cítricos - Ascórbico - C6 H8 O7 Vinagre - Acético - C2H4O2 Leche - Láctico - C3H6O3 Jugos - Clorhídrico - HCL Baterías de autos - Sulfúrico - H2SO4 Las soluciones ácidas tienen sabor ácido (agrio). Atacan a ciertos metales llamados activos. Contienen hidrógeno SOLUCIONES BASICAS
SUSTANCIA - BASE PRESENTE - FÓRMULA Desodorantes - Hidróxido de aluminio - Al (OH)3 Yeso blanco - Hidróxido de calcio - Ca (OH)2 Soda caústica - Hidróxido de sodio - Na OH Laxantes gástricos - Hidróxido de magnesio - Mg (OH) Limpiadores - Hidróxido de amonio - NH4OH Las soluciones básicas tienen sabor amargo. Producen sensación jabonosa al tacto. Todas contienen, salvo el amoniaco, hidrógeno, oxígeno, al menos un metal.
CARBONO El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica;
Características
El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbononitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.1
Los hidrocarburos son compuestos orgánicos formados únicamente por átomos de carbono e hidrógeno. La estructura molecular consiste en un armazón de átomos de carbono a los que se unen los átomos de hidrógeno. Los hidrocarburos son los compuestos básicos de la Química Orgánica. Las cadenas de átomos de carbono pueden ser lineales o ramificadas y abiertas o cerradas.
Los hidrocarburos se pueden clasificar en dos tipos, que son alifáticos y aromáticos. Los alifáticos, a su vez se pueden clasificar en alcanos, alquenos y alquinos según los tipos de enlace que unen entre sí los átomos de carbono. Las fórmulas generales de los alcanos, alquenos y alquinos son C nH2n+2, CnH2n y CnH2n-2, respectivamente. Algunos tipos son Asfaltenos y maltenos. Cicloalcanos. Hidrocarburo aromático Petróleo Petroquímica Derivados del petr óleo Grupos funcionales
Los compuestos halogenados pertenecen al grupo funcional de los átomos de halógeno. Tienen una alta densidad. Se utilizan en refrigerantes, disolventes, pesticidas, repelentes de polillas, en algunos plásticos y en funciones biológicas: hormonas tiroideas. Por ejemplo: cloroformo , diclorometano , tiroxina, Freón, DDT, PCBs, PVC. La estructura de los compuestos halogenados es: R-X , en donde X es flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I), y R es un radical de hidrocarburo.
