GLOSARIO 2 DE TÉRMINOS QUÍMICOS

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1. FACTOR DE CONVERSIÓN: Proporción matemática que es útil para convertir unidades de una misma magnitud
2. FÓRMULA EMPÍRICA: Fórmula que expresa el tipo de átomos de una sustancia, además de la cantidad relativa de sus átomos.
3. FÓRMULA ESTRUCTURAL: Fórmula que expresa la distribución tridimensional de los átomos y enlaces de una molécula.
4. FÓRMULA MOLECULAR: Fórmula que representa una molécula de compuesto y que da información acerca del número real de cada tipo de átomos en ella.
5. FÓRMULA QUÍMICA: Conjunto de símbolos que dan información acerca de la composición de un compuesto. Ej.: CO2 y H2SO4.
6. FUSIÓN NUCLEAR: Reacción en la cual se combinandos o más núcleos pequeños para formar otro de mayor tamaño. Se produce a una temperatura muy elevada y libera una gran cantidad de energía.
7. HIDROCARBURO: Compuesto orgánico formado sólo por carbono e hidrógeno. Los hidrocarburos son los principales componentes el petróleo.
8. IÓN: Átomos con carga eléctrica que se forma por la pérdida o ganancia de electrones. Los iones con carga eléctrica negativa se llaman ANIONES, y los de carga eléctrica positiva se llaman CATIONES.
9. ISÓTOPOS: Átomos de un mismo elemento cuyos núcleos poseen el mismo número de protones y distinto número de neutrones. Se caracterizan por tener propiedades químicas idénticas y masa diferente.
10. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: Ley que establece que cuando una sustancia se transforma en otra diferente, no hay pérdida ni ganancia de masa, ésta permanece igual (constante).
11. MAGNITUD: Toda propiedad de los cuerpos o sustancias que puede ser medida.
12. MASA MOLAR: Masa en gramos de 1 mol de sustancia.
13. MATERIA: Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
14. MEZCLA: Unión física de dos o más sustancias que no se encuentran químicamente combinadas y que se pueden separar mediante métodos mecánicos o físicos.
15. MOL: Unidad de cantidad de sustancia que representa el número de Avogadro de partículas, bien sea de átomos, moléculas, iones, etc. Su valor es de 6.92 x 1023
16. MOLÉCULA: Partícula formada por dos o más átomos unidos entre sí por enlaces químicos.
    

GLOSARIO 1 DE TÉRMINOS QUÍMICOS

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1. ALEACIÓN: Mezcla enfriada y solidificada de dos o más metales previamente fundidos. Ej.: el acero inoxidable (C y Fe), el bronce (Cu y Sn) y el latón (Cu y Zn).
2. ÁTOMO: Unidad básica de toda la materia. Los átomos están constituídos por tres tipos principales de partículas: protones, neutrones y electrones. La cantidad de protones es igual a la de electrones, lo cual determina la neutralidad del átomo.
3. CAMBIO QUÍMICO: Todo cambio que experimenta una sustancia y da a lugar a la formación de una u otras sustancias diferentes a las originales. Ej.: un trozo de papel cuando se quema.
4. CATALIZADOR: Sustancia que acelera o retarda la rapidez de una reacción sin que ella misma se altere o consuma. Los que aceleran las reacciones químicas se denominan catalizadores positivos y los que retardan, catalizadores negativos.
5. CIENCIA EXPERIMENTAL: Estudio cuyos principios y leyes provienen de la experimentación, son demostrables y tienen una aplicación de orden práctico.
6. COLOIDE: Mezcla en la que las diminutas partículas de una sustancia están dispersas en un líquido.
7. COMBUSTIÓN: Proceso de transformación de la materia que se inicia con un aporte de energía (calor o electricidad) y que en presencia del oxígeno del aire da a lugar la formación de nuevas sustancias y la liberación de la energía en forma de luz y calor.
8. COMPUESTO: Sustancia formada por la unión o combinación de dos o más elementos en una proporción fija. Ej.: el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la proporción fija de 2H :: 1O.
9. CONCENTRACIÓN: Medida de la cantidad de soluto disuelto en una cantidad determinada de solvente. Según la cantidad de soluto disuelto puede haber soluciones concentradas o diluidas.
10. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: Distribución de los electrones en los diversos orbitales atómicos.
11. DENSIDAD: Relación entre la masa de un cuerpo o sustancia y su volumen. Es una propiedad característica de cada sustancia. La unidad SI es el kilogramo/metro cúbico (Kg/m3), pero también se usa gramo/centímetro cúbico (g/cm3).
12. DISOLUCIÓN: Mezlca de una o más sustancias que se encuentran dispersas uniformemente. El tamaño de las partícuals que la componen es extremadamente pequeño
13. EFECTO TYNDALL: Dispersión de un rayo luminoso al atravesar un coloide debido a la presencia de partículas coloidales. El rayo de luz se hace visible al atravesar el coloide.
14. ELECTRÓN: Partícula elemental de un átomo cargada negativamente. Su carga vale 1,6x10-19 culombios y su masa 9,1x10-31 kilogramos; unas 1840 veces menor que la del protón. Se mueve alrededor del núcleo atómico.
15. ELECTRONES DE VALENCIA: Electrones ubicados en el último nivel de energía de un átomo, que participan en los enlaces químicos.
16. ELECTROSCOPIO: Instrumento que permite detectar la presencia de electricidad de un cuerpo.
17. ENLACE COVALENTE: Fuerza que une dos o más átomos por medio del compartimiento de electrones. Los átomos comprometidos en un enlace covalente adquieren la configuración electrónica de un gas noble.
18. ENLACE IÓNICO: Fuerza de tipo electrostática que mantiene unido a los iones de un compuesto iónico. En la formación de un compuesto iónico existe una transferencia de electrones desde un elemento metálico hata un elemento no metálico, ambos elementos alcanzan la configuración de un gas noble.
19. ENLACE QUÍMICO: Conjunto de fuerzas que mantiene unidos los átomos, iones o moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables. Los electrones tienen una participación directa en la formación del enlace químico.
20. ESTEQUIOMETRÍA: Parte de la Química que estudia las proporciones en que se combinan las sustancias y describe las ecuaciones con que se representan las reacciones químicas.

EL ÁTOMO

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EL ÁTOMO

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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Configuración electrónica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: ­ y para –1/2, respectivamente.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:
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.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:
la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.
Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

• Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1
• También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.
El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3

1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

Publicado por Jorge Díaz en 9:37 PM

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN EN LAS DISOLUCIONES

La cantidad de substancia disuelta en un peso o volumen determinado de disolución, o incluso de disolvente, contribuye a la concentración de la disolución.

Existen diferentes maneras de expresarla. La cantidad de substancia disuelta, conocida en general como soluto, puede expresarse en unidades físicas (corrientemente en gramos), o en unidades químicas (en moles o en equivalentes gramo).

Esta cantidad de soluto debe referirse a un peso determinado de disolución o de disolvente (100 o 1000 gramos) o a un volumen de disolución (1 litro) y más raramente de disolvente.

Las UNIDADES DE CONCENTRACIÓN utilizadas son las siguientes:

• Peso de soluto en peso de disolución: también llamado Tanto por ciento en peso, se refiere a Gramos de soluto en 100 gramos de disolución. (Unidad utilizada muy frecuentemente en la vida práctica).
• Peso de soluto en peso de disolvente: Gramos de soluto en 100 gramos de disolvente. (Poco utilizada. Siempre que la concentración se expresa en tanto por ciento en eso, se refiere a peso de soluto en 100 partes en peso de disolución. Puede ser útil para preparar la disolución correspondiente).
• Peso de soluto en volumen de disolución: Gramos de soluto en 1 litro de disolución. (Empleada también muchísimo en el trabajo corriente).
• Peso de soluto en volumen de disolvente: Gramos de soluto en 1 litro de disolvente. (Poco utilizada. Cuando la concentración se expresa simplemente en gramos por litro se refiere siempre a volumen de disolución. Puede ser útil, no obstante, para preparar rápidamente la disolución).
• Moles de soluto en volumen de disolución: También llamada Molaridad, se refiere a: Moles de soluto en 1 litro de disolución. (Unidad muy utilizada en los cálculos químicos).
• Equivalentes gramo de soluto en volumen de disolución: También llamada Normalidad, y se refiere a: Equivalentes gramo de soluto en 1 litro de disolución. (Unidad utilizada exclusivamente en análisis volumétrico. Es muy útil; disoluciones de igual normalidad reaccionan volumen a volumen).
• Moles de soluto en peso de disolvente: Llamada Molalidad, o Moles de soluto en 1000 gramos de disolvente. (Unidad utilizada en el estudio teórico de propiedades de las disoluciones)
• Fracción Molar: Moles de cada componente en 1 mol de disolución. ( Es la unidad de concentración químicamente más correcta. Se utiliza también en estudios teóricos, en especial cuando la división de los componentes de la disolución en soluto y solvente sería completamente arbitraria).

*Para transformar unidades de concentración referidas a peso, a unidades de concentración referidas a volumen, o viceversa, se necesita conocer la densidad de la disolución.

**No existe una relación matemática entre la concentración de una disolución y su densidad, si bien, en general, existe una relación unívoca entre ambas magnitudes, esto es, a cada concentración corresponde a una densidad y a cada densidad corresponde una sola concentración. Para diversas substancias se ha determinado esta relación, por lo cual, conocida la densidad de una disolución dada puede hallarse la concentración que corresponde.

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR

CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA FÓRMULA EMPÍRICA

(Leer la fundamentación teórica en los artículos anteriores)

Para determinar la fórmula empírica de un compuesto debemos conocer la COMPOSICIÓN CENTESIMAL exacta del producto en cuestión; para comprender el procedimiento, se resolverán los siguientes problemas:

1) Al analizar el cromato potásico se encuentra que contiene 40,25% de potasio, 26,79% de cromo y 32,95% de oxígeno. Averiguar la fórmula empírica del cromato potásico


a) COMPOSICIÓN CENTESIMAL Y SUS CORRESPONDIENTES PESOS ATÓMICOS

K = 40.25% = 40.25 g----------Peso atómico = 39.1 g/mol

Cr = 26.79% = 26.79 g----------Peso atómico = 52.01 g/mol

O = 32.95% = 32.95 g----------Peso atómico = 16.00 g/mol

b) CALCULAR LOS MOLES DE CADA ELEMENTO

moles de K = 40.25 g / 39.1 g/mol = 1.03 mol

moles de Cr = 26.79 g / 52.01 g/mol = 0.52 mol

moles de O = 32.95 g / 16 g/mol = 2.06 mol

* Entre los moles calculados, determinamos el menor entre todos ellos, en este caso corresponde a 0.52 mol. Para determinar los moles reducidos, se procederá a dividir cada uno de los moles calculados entre el menor de ellos, con el fin de transformarlos en Nº enteros.

c) CALCULAR LOS MOLES REDUCIDOS

moles reducidos de K = 1.03 mol/0.52 mol = 1.98 se aproxima a 2

moles reducidos de Cr = o.52 mol/0.52 mol = 1

moles reducidos de O = 2.06 mol/ 0.52 mol = 3.96 se aproxima a 4

d) EXPRESAR LA FÓRMULA EMPÍRICA

La fórmula empírica del cromato potásico será en consecuencia K2CrO4


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2) Un compuesto llamado hidrato de cloral, sustancia orgánica empleada como hipnótico, posee las siguientes proporciones. Hallar la fórmula empírica de la sustancia.

elemento----------% elemento----------moles elemento----------moles reducidos
C------------------14,52----------------1,209--------------------1,209/1,209 = 1
H------------------1,83-----------------1,816--------------------1,816/1,209 = 1,5
O-----------------19,35-----------------1,210--------------------1,210/1,209 = 1
Cl-----------------64,30----------------1,814---------------------1,814/1.209 = 1,5

* Como se puede observar los moles reducidos aún no son Nº enteros, pero se pueden hacer tales si se utiliza el siguiente procedimiento matemático, al multiplicar 1,5 x 2 = 3 es decir, lo hacemos entero, entonces cada uno de los moles reducidos se multiplicarán por 2 para no perder la proporción entre ellos, y todos estarán en números enteros, tal y como lo requiere una fórmula química, quedando:

elemento---------------moles reducidos
C------------------------2
H------------------------3
O------------------------2
Cl------------------------3

La fórmula empírica del hidrato de cloral es C2H3O2Cl3

-------------------------------------------------------------------------------------------------

3) La fórmula empírica de un ácido monoprótico es CH2O con un peso fórmula (molecular) de 90,09 g/mol. Calcula con estos datos la fórmula molecular del ácido.

a) PESO MOLECULAR DE LA FÓRMULA EMPÍRICA

PM = (12,01 + 2 x 1.008 + 1 x 16) g/mol
PM = 30.03 g/mol

b) RELACIÓN ENTRE LOS PESOS MOLECULARES

PM fórmula molecular / PM fórmula empírica = 90,09 g/mol / 30.03 g/mol = 3

El nº 3 significa el valor que multiplicará la fórmula empírica para dar la fórmula molecular

3 x (CH2O) = C3H6O3 que es la fórmula molecular.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL


Se recomienda leer la teoría dada en el artículo anterior para poder comprender el procedimiento de los cálculos inherentes a la determinación de la composición centesimal de una molécula.


1) La fórmula del agua es H2O. Hallar la composición centesimal del agua

En una molécula de agua ha 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Su peso molecular corresponde a:

PM del agua = 2 x Pat del H + 1 x Pat del O
PM del H2O = (2 x 1,008) + (1 x 16,000)

Gramos totales = PM del H2O = 18,016 g

En este peso molecular corresponden 2 x 1,008 = 2,016 g de hidrógeno y 16,000 g de oxígeno. Por consiguiente la proporción de estos dos elementos en el agua será:

% elemento = (gramos del elemento / gramos totales) x 100

% H = (2 x 1,008 g / 18,016 g) x 100 =
%H = 0, 1119 x 100 = 11.19 % de Hidrógeno

%O = (16 g / 18,016 g) x 100 =
%O = 0.8881 x 100 = 88.81 % de Oxígeno

Por consiguiente, el agua está constituida por:
elemento---------- % del elemento
Hidrógeno---------- 11,19 % de H
Oxígeno------------ 88.81% de O


Siguiendo el procedimiento anterior, resuelve los siguientes problemas:

2) Hallar la composición centesimal del clorato potásico KClO3


Resultado:
elemento --------------% del elemento
K ----------------------31,91 % de K
Cl --------------------- 28,93 % de Cl
O --------------------- 39,16 % de O


3) Calcular el % Cu (tanto por ciento de cobre) existente en los compuestos siguientes:
a) óxido cuproso, Cu2O
b) cloruro cuproso, CuCl
c) sulfuro cúprico, CuS
d) sulfato cúprico pentahidratado CuCO4.H2O

Resultado:
ejercicio ----------------% Cu
a) ----------------------88,85 % de Cu
b) ----------------------64,20 % de Cu
c) ----------------------66,46 % de Cu
d) ----------------------25,45 % de Cu

FÓRMULAS MOLECULARES Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

En capítulos anteriores se ha indicado la manera de determinar el peso molecular de las sustancias. El problema inmediato es averiguar la fórmula de los compuestos, ésto es, conocer el número de átomos de los elementos que integran su molécula, o lo que es lo mismo, el número de pesos atómico-gramo de cada elemento que integran un mol del correspondiente compuesto.

La determinación de la fórmula de un compuesto se realiza fácilmente a partir de la composición centesimal del mismo, ésto es, de la cantidad en peso de cada elemento que existe en cien partes del compuesto, forma habitual de indicar su composición ya que es una medida más comprensible que la del tanto por uno.

La composición centesimal nos da el peso en gramos de cada elemento existentes en 100 gramos del compuesto, y se determina a partir de la fórmula molecular conocida, la cual se habría determinado mediante métodos químicos adecuados:

1) Si el compuesto se forma a partir de cantidades conocidas de los elementos o método sintético

2) O bien, los elementos pueden aislarse del compuesto o método analítico

En cualquier caso, la determinación de composición centesimal es inmediata.

1) Se detemina el peso molecular de la fórmula dada

2) Se determina el peso de cada elemento presente en su respectivo peso molecular

3) Se procede a aplicar la siguiente fórmula

% del elemento = (gramos del elemento / gramos totales) x 100

Recordar que los gramos totales se refieren al peso molecular de la fórmula. El resultado obtenido está expresado en % y se refiere a 100 g del compuesto, por lo cual cada porcentaje correspondería a los gramos respectivos de cada elemento.

La fórmula empírica se calcula a partir de la composición centesimal conocida de un determinado compuesto, para lo cual se deberán seguir los siguientes pasos:

1) Tener la composición centesimal de la fórmula que se va a proceder a calcular: recordar que la composición centesimal son los gramos de cada elemento por 100 g del compuesto.

2) Determinar los número de moles de cada elemento, que se obtienen dividiendo los pesos de cada elemento (de la composición centesimal) entre sus respectivos pesos atómicos.

3) Los números que se obtienen en los cálculos anteriores son generalmente decimales, y vale recordar que en cualquier compuesto, su molécula posee sus átomos en relación de números enteros, por lo cual se deberá aplicar el siguiente porcedimiento matemático, con el fin de transformar los coeficientes decimales en números enteros.

4) Vamos a observar los moles calculado en el paso anterior, de allí vamos a determinar cuál de ellos es el menor entre todos. Para obtener los números enteros, es decir, los moles reducidos, se procede a dividir cada uno de los moles calculados entre el menor de los moles: el menor entre sí mismo dará indudablemente la unidad, y frecuentemente los restantes pasan también a ser números enteros. De no ser así, es una cuestión muy fácil ver por cuál de los números enteros sencillos (2, 3, 4, ...) hay que multiplicar estos nuevos cocientes para que todos ellos puedan pasar a ser números enteros. Recordar que si debemos multiplicar algún mol reducido por algún número para hacerlo entero, deberemos multiplicar también tal número por todos los moles reducidos, pues así no se altera la relación etre los átomos del compuesto a determinar.

5) De esta forma se llega a un grupo de coeficientes enteros pequeños que corresponden a cada uno de los átomos que conforman el compuesto. La fórmula que se determina con éste procedimiento es la fórmula empírica; la fórmula molecular bien podría ser un múltiplo de la misma, la cual puede establecerse a partir de los pesos moleculares repectivos a las fórmulas empírica y molecular.

6) Si conocemos el peso molecular de la fórmula molecular (PFM) y determinamos el peso molecular de la fórmula empírica (PFE) podremos calcular de manera muy sencilla el múltiplo existente entre las 2 fórmulas

Múltiplo = PFM / PFE

Para establecer la fórmula molecular se procederá a multiplicar el múltiplo por los coeficientes de cada uno de los átomos que conforman la fórmula empírica.

En ambos casos (composición centesimal y fórmula empírica), los cálculos son muy sencillos basta trabajar con cuidado. En las entradas siguientes se explicarán la manera de operar en este tipo de cálculos químicos