apunte química unidad 1 (2)

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PRIMER PARCIAL: QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
 UNIDAD 1
Sistemas Materiales
 ¿Qué son los sistemas materiales?
Un sistema material, en química y otras ciencias, corresponde a una porción del universo formada por materia y que se separa de los alrededores con la finalidad de estudiarla.
Por ejemplo, cuando un químico dice que va a estudiar las propiedades de una solución, dicha solución corresponde a un sistema material, ya que está formada por materia, y el químico la estudia de forma separada a los alrededores.
Propiedades de los sistemas materiales
Poseen masa y ocupan un lugar en el espacio
Esta propiedad viene del simple hecho de estar formados por materia. Esta se define como todo aquello que tenga masa y volumen, así que, al estar formados por materia, los sistemas también tendrán masa y volumen.
Estas dos propiedades son generales para cualquier sistema, independientemente de su composición y son propiedades extensivas, ya que dependen de la cantidad de materia que contiene.
Pueden ser de cualquier tamaño
Siempre y cuando estén compuestos de materia y exista una frontera bien definida con los alrededores, los sistemas materiales pueden ser tan pequeños o tan grandes como se quiera.
Por ejemplo, los físicos de partículas estudian la materia a escalas incluso menores que el tamaño de un átomo. En estos casos, el sistema puede estar formado por la región donde colisionan dos protones a alta velocidad para fragmentarse en diminutas partículas llamadas quarks.
Por otro lado, los cosmólogos que estudian galaxias lejanas, agujeros negros y todo tipo de objetos celestes exóticos también están estudiando sistemas materiales en escalas inimaginablemente enormes.
Tiene fronteras bien definidas
Una de las características más importantes para definir un sistema es que se pueda distinguir claramente dónde termina el sistema y dónde comienzan los alrededores. Esto significa que un sistema material debe tener fronteras bien definidas.
También es importante poder definir o conocer las características de dichas fronteras, ya que esto facilita su estudio.
Por ejemplo, un sistema pude ser un gas contenido en un cilindro con un pistón móvil que permite comprimir o expandir su volumen, o podría estar confinado en un reactor metálico rígido que no permite cambios en su forma y volumen.
Por otro lado, otro sistema podría ser una taza de café confinada en un termo cuyas paredes son adiabáticas (que no permiten la transferencia de calor desde o hacia el sistema).
Propiedades específicas
Los sistemas materiales también tienen una serie de propiedades que no dependen de su tamaño o de la cantidad de materia sino más bien de la clase de materia de la cual están formados.
Algunos ejemplos de propiedades que caracterizan a un sistema material son el color, el brillo, la conductividad térmica y eléctrica, la densidad, etc.
Clasificación de los sistemas materiales
Los sistemas materiales pueden ser muy variados dependiendo de las características de la materia que los compone. En primer lugar, se pueden distinguir dos clases de sistemas materiales según el número de fases diferentes que logremos distinguir a simple vista. Estos son los sistemas homogéneos, los heterogéneos y los sistemas inhomogéneos.
Estos sistemas a su vez pueden dividirse en otras clases de sistemas materiales según su composición.
1. Clasificación de los sistemas materiales según el número de fases
Cuando observamos un sistema material a simple vista o incluso con la ayuda de microscopio, es posible que distingamos o no partes del sistema que son diferentes entre sí. Esto trae como consecuencia que existan diferentes clases de sistemas:
Sistemas materiales homogéneos
Son aquellos en los que solo se distingue una clase de materia, incluso al mirar al sistema muy de cerca con el uso de un microscopio. Los sistemas homogéneos se caracterizan porque sus propiedades son exactamente iguales en cualquier parte del sistema que se observe.
Todas las regiones de un sistema homogéneo tienen exactamente la misma composición y, por lo tanto, las mismas propiedades intensivas tales como color, densidad, etc. Se dice que los sistemas homogéneos están formados por una sola fase de materia.
Ejemplos
El agua pura es un ejemplo de un sistema homogéneo, ya que es imposible distinguir una gota de agua de otra en un vaso lleno de agua. Además, cualquier gota de agua que tomemos de un lado del sistema tendrá las mismas características y propiedades que cualquier otra gota tomada de otra parte del sistema.
Un bloque de bronce o de cualquier otra aleación también es un ejemplo de un sistema material homogéneo, ya que tiene una composición uniforme en toda su extensión.
Sistemas materiales heterogéneos
Los sistemas heterogéneos son aquellos que a simple vista o con el uso de un microscopio se puede notar que está formado por más de una fase. Esto quiere decir que se pueden ver regiones del sistema con características diferentes y que están físicamente separadas de las demás por medio de fronteras definidas.
Un sistema heterogéneo está formado por varias fases no mezcladas de sistemas homogéneos.
Ejemplos
La arena y el granito son ejemplos clásicos de sistemas heterogéneos, ya que al mirarlos de cerca se puede ver claramente que están formados por partículas de tamaños, formas y colores diferentes.
Un bistec de carne también es un sistema heterogéneo, ya que claramente se distinguen zonas en las que hay tejido rojo y otras donde hay grasa de color blanco.
Sistemas materiales Inhomogéneos
Estos son sistemas que a simple vista parecen homogéneos, ya que no se distinguen claramente fases diferentes, pero que tienen composiciones y propiedades diferentes en distintas partes. Se caracterizan por presentar un cambio gradual y continuo de composición y de propiedades desde una región del sistema a otra.
Ejemplo
Un ejemplo es la atmósfera, la cual está formada por aire, una sustancia gaseosa aparentemente homogénea. Sin embargo, si se analiza el aire de la atmósfera superior y se compara con el del nivel del mar, se observa que arriba es menos denso, contiene menor concentración de oxígeno, tiene una temperatura diferente, etc. Por lo tanto, es un sistema inhomogéneo.
2. Clasificación de los sistemas materiales según su composición
Sustancias puras
Las sustancias puras son sistemas homogéneos formados por una sola clase de sustancia. Se pueden reconocer porque no es posible separarlos en otras sustancias más simples por medios físicos como filtración, destilación, evaporación, etc.
Las sustancias puras pueden ser de dos tipos:
· Elementos o sustancias elementales: estas no pueden separarse en otras sustancias más simples ni por medios físicos ni químicos.
· Compuestos: son aquellas sustancias puras formadas por más de un elemento.
Ejemplos
El oxígeno gaseoso, el hierro metálico y el bromo líquido son ejemplos de sustancias puras elementales.
Por otro lado, el agua, el dióxido de carbono y el ácido sulfúrico son ejemplos de compuestos.
Mezclas
Las mezclas son sistemas materiales formados por más de una sustancia pura. Se pueden distinguir dos tipos de mezclas:
· Mezclas homogéneas: también llamadas soluciones, son aquellas en las que todas las sustancias se encuentran en una sola fase.
· Mezclas heterogéneas: son mezclas en las que las sustancias se encuentran en fases diferentes claramente distinguibles unas de otras.
Ejemplos
El agua de mar es un ejemplo de una mezcla homogénea entre agua y sal. Las bebidas alcohólicas también lo son, ya que están conformadas por agua, alcohol y otras sustancias, todas en la misma fase.
Un trozo de madera es un sistema material formado por una gran cantidad de sustancias mezcladas en fases diferentes, por lo que es una mezcla heterogénea.
Materia
¿Qué es la materia?
Llamamos materia a todo aquello que ocupa un lugar determinado en el universo o espacio, posee una cantidad determinada de energía y está sujeto a interacciones y cambios en el tiempo, que pueden ser medidos con algún instrumento de medición.
Desde un punto de vista químico, la materiaes el conjunto de los elementos constituyentes de la realidad perceptible, o sea, lo que constituye las sustancias a nuestro alrededor y a nosotros mismos. La química es la ciencia que se ocupa de estudiar la composición y transformación de la materia.
Empleamos el término materia como un sinónimo de sustancia, es decir, de la cosa de la que están hechos los objetos, y la comprendemos científicamente como algo distinto a las fuerzas o energías, que están más referidas a las dinámicas que interactúan con los objetos.
La materia se encuentra en todas partes y en cualquier estado físico (sólido, líquido, gaseoso, plasma). Hay materia en el aire que se respira, así como en un vaso de agua. Todo lo que vemos, sentimos y tocamos es materia, y por eso es fundamental para el desarrollo de la vida en el planeta.
Hasta donde sabemos, químicamente la materia está formada por partículas microscópicas, que llamamos átomos. Los átomos constituyen las unidades fundamentales de la materia. Cada átomo tiene las propiedades del elemento químico al que pertenece. Existen hasta ahora 118 elementos químicos que están ubicados, ordenados y clasificados en la Tabla Periódica de los elementos.
Por otra parte, los átomos son distintos entre sí, dependiendo de la cantidad o distribución de sus partículas subatómicas, que son siempre de tres tipos: electrones (carga negativa), protones (carga positiva) y neutrones (carga neutra). Los protones y neutrones están en el núcleo atómico, y los electrones en torno a él.
Las reacciones entre las formas de la materia o las distintas sustancias se conocen como reacciones químicas.
Propiedades químicas de la materia
Algunas sustancias pueden generar una explosión que libera calor y produce llamas.
Toda forma de materia reacciona en presencia de otras sustancias, de acuerdo a ciertas propiedades constitutivas de sus átomos o moléculas, lo que permite que el resultado de dichas reacciones sean sustancias diferentes de las iniciales (más complejas o más simples).
Entre las principales propiedades químicas de la materia están:
pH. La corrosividad de los ácidos y la causticidad de las bases tiene que ver con el pH de la materia, o sea, su nivel de acidez o alcalinidad, su capacidad de donar o recibir electrones cuando está en contacto con ciertos materiales, como los metales o como la materia orgánica. Estas reacciones suelen ser exotérmicas, es decir, generan calor. Por otra parte, el pH mide la cantidad de iones H3O+ u OH– de una sustancia o una disolución.
Reactividad. De acuerdo a su constitución atómica, la materia puede ser más o menos reactiva, es decir, más o menos propensa a combinarse con otras sustancias. En el caso de las formas más reactivas, como los metales cesio (Ce) y francio (Fr), es raro verlos en formas puras, casi siempre son parte de compuestos con otros elementos. Los llamados gases nobles o gases inertes, en cambio, son formas de la materia con bajísima reactividad, que casi no sufren reacción con ninguna otra sustancia.
Inflamabilidad. Algunas sustancias pueden inflamarse, es decir, generar una explosión que libera calor y produce llamas, en presencia de una fuente de calor o en una reacción con otras sustancias. A dicha materia se la denomina inflamable (por ejemplo, la gasolina).
Oxidación. Es la pérdida de electrones de un átomo o ion cuando reacciona frente a un determinado compuesto.
Reducción. Es la ganancia de electrones de un átomo o ion cuando reacciona frente a un determinado compuesto.
Propiedades físicas de la materia
En el estado sólido las partículas se encuentran muy juntas.
La materia también tiene propiedades físicas, o sea, propiedades derivadas de cambios en su forma de aparición que están vinculadas a la acción de otras fuerzas externas. Las propiedades físicas no están relacionadas con la composición química de las sustancias.
Entre las principales propiedades físicas de la materia están:
Temperatura. Es el grado de calor que presenta la materia en un momento, que generalmente se irradia hacia el entorno cuando una sustancia tiene mayor temperatura que su entorno. La temperatura es el grado de energía cinética que presentan las partículas de un material.
Estado de agregación. La materia puede aparecer en tres “estados” o estructuras moleculares determinadas por su temperatura o la presión a la que esté sometida. Estos tres estados son: sólido (partículas muy juntas, baja energía cinética), líquido (partículas menos juntas, energía cinética suficiente para que fluya la materia, sin separarse del todo) y gaseoso (partículas muy alejadas, alta energía cinética).
Conductibilidad o conductividad. Existen dos formas de conductibilidad: la térmica (calor) y la eléctrica (electromagnetismo), y en ambos casos se trata de la capacidad de los materiales de permitir el tránsito de la energía a través de sus partículas. Los materiales de alta conductibilidad se conocen como conductores, los de baja conductibilidad como semiconductores y a los de nula conductibilidad como aislantes.
Punto de fusión. Es la temperatura a la que un sólido se transforma en líquido a la presión de 1 atm.
Punto de ebullición. Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión que existe alrededor del líquido. En este punto el líquido se transforma en vapor. Cuando la presión de vapor del líquido se iguala a la presión atmosférica se denomina “Punto de ebullición normal».
Clasificación de la materia
La materia inorgánica está libre en la naturaleza.
Existen muchas formas y criterios para clasificar la materia. Desde un punto de vista general, podemos enumerar los principales del siguiente modo:
Materia viviente. Conforma a los seres vivos, mientras estén vivos.
Materia inanimada. Compone los objetos inertes, sin vida, o muertos.
Materia orgánica. Formada principalmente por átomos de carbono e hidrógeno, y generalmente está vinculada con la química de la vida.
Materia inorgánica. No es orgánica y no tiene que ver necesariamente con la vida sino con reacciones químicas espontáneas o no espontáneas.
Materia simple. Está compuesta por átomos de pocos tipos diferentes, o sea, está más cerca de la pureza.
Materia compuesta. Se compone de numerosos elementos de diverso tipo, alcanzando niveles de complejidad elevados.
Ejemplos de materia
Prácticamente todos los objetos del universo son un buen ejemplo de materia, mientras que se encuentren formados por átomos y posean propiedades físico-químicas determinables, discernibles y mensurables.
Las piedras, los metales, el aire que respiramos, la madera, nuestros cuerpos, el agua que tomamos, todos los objetos que usamos a diario son ejemplos perfectos de materia. Hay incluso teorías recientes de la física cuántica que proponen que el vacío, comprendido hasta ahora como la ausencia de materia, estaría “lleno” también de algún tipo de partículas, llamados “bosones de Higgs”.
Estados de la materia
¿Cuáles son los Estados de la Materia?
Los estados de la materia son las diversas formas en que se presenta la materia en el universo. Se conocen también como estados de agregación de la materia, ya que las partículas se agregan o agrupan de maneras diferentes en cada estado.
Se puede considerar que existen cuatro estados fundamentales de la materia, tomando en cuenta aquellas formas de agregación que se presentan bajo condiciones naturales. Los estados fundamentales de la materia son:
· Estado sólido.
· Estado líquido.
· Estado gaseoso.
· Estado plasmático.
A continuación presentamos un cuadro comparativo con las principales diferencias que existen entre los estados fundamentales de la materia:
	Propiedad
	Estado
sólido
	Estado
líquido
	Estado
gaseoso
	Estado
plasmático
	Tipo de materia
	Materia fija
	Fluidos con viscosidad
	Gases
	Gases calientes
(con carga eléctrica)
	Atracción
entre partículas
	Alta
	Intermedia
	Baja
	Baja
	Movilidad
de partículas
	Baja
	Intermedia
	Alta
	Alta
	Volumen
	Con volumen
	Con volumen
	Sin volumen
	Sin volumen
	Forma
	Definida
	Indefinida
	Indefinida
	Indefinida
	Ejemplo
	PiedrasAgua
	Vapor de agua
	TV de plasma
Estado sólido
El estado sólido es aquel que percibimos como materia fija, la cual se resiste a los cambios de forma y volumen. En la materia en estado sólido, las partículas tienen mayor atracción entre ellas, lo que reduce su movimiento y las posibilidades de interacción. Por ejemplo: rocas, madera, utensilios de metal, vidrio, hielo y grafito, entre otros.
Las características del estado sólido son:
· La fuerza de atracción entre las partículas individuales es mayor que la energía que causa separación.
· Las partículas se encierran en su posición limitando su energía vibracional.
· Mantiene su forma y volumen.
Estado líquido
El estado líquido corresponde a los fluidos cuyo volumen es constante, pero se adapta a la forma de su contenedor. Por ejemplo: agua, bebidas refrigerantes, aceite y saliva.
Las características del estado líquido son:
· Las partículas se atraen entre sí, pero la distancia es mayor que en los sólidos.
· Las partículas son más dinámicas que los sólidos, pero más estables que los gases.
· Tiene un volumen constante.
· Su forma es indefinida. Por ende, el líquido toma la forma de su contenedor.
Estado gaseoso
El estado gaseoso corresponde a los gases. Técnicamente se define como el agrupamiento de partículas con poca atracción entre sí que, al chocar unas con otras, se expanden en el espacio. Por ejemplo: vapor de agua, oxígeno (O2) y gas natural.
Las características del estado gaseoso son:
· Concentra menos partículas que los sólidos y los líquidos.
· Las partículas tienen poca atracción entre sí.
· Las partículas se encuentran en expansión, por lo cual son más dinámicas que los sólidos y los gases.
· No tiene forma ni volumen definido.
Estado plasmático
El estado plasmático es un estado semejante al gaseoso, pero posee partículas cargadas eléctricamente, es decir, ionizadas. Se trata, pues, de gases calientes.
La materia en estado plasmático es muy común en el espacio sideral y constituye, de hecho, el 99% de su materia observable. Sin embargo, el estado plasmático también se reproduce naturalmente en algunos fenómenos terrestres. Asimismo, se puede producir artificialmente para diversos usos.
Por ejemplo, hay plasma en el sol, las estrellas y las nebulosas. También está presente en las auroras polares, en los rayos y en el llamado Fuego de San Telmo. En cuanto a su producción artificial, algunos ejemplos son los televisores de plasma, los tubos fluorescentes y las lámparas de plasma.
Las características del estado plasmático son:
· Carece de forma y volumen definidos.
· Sus partículas están ionizadas.
· Carece de equilibrio electromagnético.
· Es buen conductor eléctrico.
· Forma filamentos, capas y rayos cuando se expone a un campo magnético.
Cambios de estados de la materia
Los cambios de estados de la materia son procesos que permiten que la estructura espacial de la materia cambie de un estado a otro. Dependen de las variaciones en las condiciones ambientales como la temperatura y/o la presión.
Tomando en cuenta los estados fundamentales de materia, los cambios de estado de la materia son: solidificación, vaporización, fusión, sublimación, sublimación inversa, ionización y desionización.
Fusión o derretimiento. Es el cambio del estado sólido al estado líquido. Se produce cuando el sólido se expone a temperaturas más elevadas que de costumbre, hasta derretirse. Ocurre porque las altas temperaturas a las que se somete al sólido hace que las partículas se separen más y se muevan con más facilidad.
Solidificación. La solidificación es el cambio del estado líquido al estado sólido. Cuando la temperatura de un líquido desciende, las partículas comienzan a aproximarse entre sí y se reduce el movimiento entre ellas. Al llegar al punto de congelación, se convierten en materia sólida.
Vaporización. La vaporización es el cambio del estado líquido al estado gaseoso. Ocurre cuando se eleva la temperatura de manera sensible, lo que se rompe la interacción entre las partículas. Esto ocasiona su separación y el aumento de su movimiento, dando lugar a un gas.
Condensación. La condensación es el cambio del estado gaseoso al estado líquido. Al bajar la temperatura y/o subir la presión, las partículas del gas pierden alguna movilidad y se aproximan entre sí. Esta aproximación explica el paso del gas al líquido.
Sublimación. La sublimación es el cambio del estado sólido al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Se produce, por ejemplo, en las esferas de naftalina. Estas esferas que se usan para alejar las polillas de los armarios tienen la propiedad de desvanecerse solas con el tiempo. Esto significa que pasan del estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido.
Sublimación inversa. Se llama sublimación inversa, sublimación regresiva, deposición o cristalización al cambio del estado gaseoso al sólido de manera directa.
Ionización. La ionización es el cambio de gas a plasma, el cual se produce cuando las partículas del gas son cargadas eléctricamente, lo cual es posible cuando se calienta un gas.
Desionización. La desionización consiste en el paso del estado plasmático al estado gaseoso. Se trata, pues, del proceso contrario a la ionización.
A continuación, presentamos una tabla que resume los cambios de la materia y expone un ejemplo por cada uno.
	Proceso
	Cambio de estado
	Ejemplo
	Fusión
	Sólido a líquido.
	Deshielos.
	Solidificación
	Líquido a sólido.
	Hielo.
	Vaporización
	Líquido a gaseoso.
	Vapor de agua.
	Condensación
	Gaseoso a líquido.
	Lluvia.
	Sublimación
	Sólido a gaseoso.
	Hielo seco.
	Sublimación inversa
	Gaseoso a sólido.
	Nieve.
	Ionización
	Gaseoso a plasmático.
	Letreros de neón.
	Desionización
	Plasmático a gaseoso.
	El humo que resulta al
apagar una llama.
Estructura Atómica
¿Qué es un átomo?
El origen de la palabra átomo se remonta a los años 470 a 360 a.C. El filósofo griego Demócrito con su nueva corriente de pensamiento científico postuló que la materia estaba compuesta por pequeñas partículas diminutas,
Modelo atómico de Demócrito: el inicio de la estructura atómica
La palabra átomos significa indivisible. Y fue utilizado por Demócrito para definir una “partícula indivisible”. En el siglo XIX la química adoptó el término para describirlo como lo conocemos actualmente, según la teoría atómica de Dalton:
Un átomo es la unidad básica que conforma a un elemento y que puede intervenir en una reacción química. 
La estructura atómica de la materia
Por mucho tiempo se pensó que el átomo era indivisible, pero las diferentes teorías que se desarrollaron a lo largo de los años dejaron en claro que esto no era así.
El átomo se compone de un núcleo, el cual es la parte central, allí se encuentran los protones y los neutrones. Es la parte con mayor masa y posee una densidad de 10131013 a 1014 �/��31014 g/cm3.
La corona electrónica es la parte exterior del núcleo en donde se encuentran orbitando los electrones alrededor del centro. Ocupan la mayor parte del volumen del átomo. El diámetro de la corona electrónica siempre es superior al núcleo, aunque el núcleo posee mayor masa.
Los electrones y los protones determinan las propiedades químicas de los elementos. Los neutrones no participan en las reacciones químicas en condiciones normales.
Estructura atómica con ejemplos
Por ejemplo, veamos la estructura atómica de un elemento de la tabla periódica.
El átomo de hidrógeno posee un núcleo con 1 protón y 0 neutrones y en la corona electrónica se encuentra 1 electrón:
Representación esquemática de la estructura del átomo de hidrógeno
Partículas subatómicas
Las partículas subatómicas del átomo son los neutrones, protones (partículas nucleares) y electrones. Definamos cada una de ellas.
Electrones
Los electrones se denotan con el símbolo “e-“ su masa es de 9.10938 ×10289.10938 ×1028 g lo que evidencia que es muchísimo más liviano que un protón y la analogía es correcta debido a que los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo atómico a grandes velocidades.
La unidad de carga electrónica es −1−1 y un átomoeléctricamente neutro tendrá la misma cantidad de protones y neutrones, como se menciona más adelante.
· Cuando los átomos pierden electrones se convierten en iones que poseen carga positiva y se denominan cationes.
· Cuando los átomos ganan electrones, adquieren carga negativa y se convierten en iones llamados aniones.
Partículas nucleares
El protón
Desde inicios del siglo XX se conocía que los átomos son eléctricamente neutros, para ello la cantidad de electrones y de protones debe ser la misma.
En el año 1910 el físico neozelandés Ernest Rutherford, propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamó núcleo.
Las partículas con carga positiva presentes en el núcleo se denominan protones, su símbolo es p. En diversos experimentos se encontró que tienen la misma cantidad de carga que los electrones.
La masa del protón es de 1.67262 ×10−241.67262 ×10−24 g igual a la del átomo de hidrógeno, recordemos que el átomo de H posee un solo protón en el núcleo.
El número atómico (Z) de los elementos de la tabla periódica es el número de protones que contiene en su núcleo. Por lo tanto, el valor del número atómico también representa la cantidad de electrones presentes en un átomo sin carga.
Proporciona una identidad química para cada elemento, por ejemplo:
El número atómico del cloro (Cl) es 17, esto significa que cada átomo de Cl posee 17 protones y 17 electrones. Pero, analizando su identidad química, podemos decir que cada átomo presente en el universo que contiene 17 protones será reconocido como “cloro”.
Neutrones
Experimentos posteriores a los de Rutheford demostraron que el átomo está formado por un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones.
Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, con una masa similar a los protones, pero sutilmente por encima de ellos 1.67493 ×10−241.67493 ×10−24 g.
El total de neutrones presentes en el núcleo atómico se representa con la letra N.
La suma de los neutrones y los protones presentes en el núcleo de un elemento se denomina número de masa o masa atómica (A) y su valor siempre será un número entero.
La regla excluye al hidrógeno, ya que en su núcleo se halla un protón y existe la ausencia de neutrones.
Número de masa = número de protones + número de neutrones
A = Z + N
En un elemento los valores numéricos expresados se representan de la siguiente manera:
Existen diferentes elementos que contienen igual número de protones, pero difieren entre ellos en cuanto al número de neutrones y se denominan isótopos. En otras palabras, los isótopos tienen el mismo número atómico, pero difieren en el número de masa.
Ejemplo de los isótopos del hidrógeno, como hemos estudiado el hidrógeno tiene solamente un protón en el núcleo y ausencia de electrones, pero sus isótopos serían:
Como lo muestra el ejemplo, los isótopos del hidrógeno posee un mismo número de protones, pero difieren en el número de neutrones, el deuterio es 12�1 2H posee 1 neutrón y el tritio es 13�1 3H posee dos neutrones.
El modelo atómico actual
En la actualidad se estima que los electrones tienen un comportamiento ondulatorio.
Erwin Schrödinger ideó la ecuación de onda para explicar la dualidad de la materia (con carácter onda – partícula). La solución de dicha ecuación es la función de onda que depende de tres variables conocidas como números cuánticos (s, l, m, n).
La ecuación de onda de Schrödinger origina el concepto de un orbital atómico, el cual es el espacio con mayor probabilidad en el que se encuentre un electrón. Sin embargo, los orbitales no son una entidad física sino matemática, por lo que el estudio del átomo es bastante abstracto en la actualidad.
Grupos y periodos de la tabla periódica
La tabla periódica es una herramienta súper útil que contiene de manera organizada los elementos químicos de acuerdo a sus propiedades más básicas.
El principal orden de los elementos, corresponde al incremento del número atómico y la similitud de sus propiedades.
Es por ello que desde la antigüedad se han clasificado estos elementos de una manera coherente y práctica, para poder ubicar de manera rápida y eficaz cada uno de ellos, cada vez que sea necesario.
Clasificación de los elementos en la tabla periódica
El procedimiento que se ha venido empleando para clasificar los elementos en la tabla periódica, según el número atómico y demás propiedades, permitió establecer 7 renglones horizontales que son conocidos como períodos.
Estos periodos corresponden a cada una de las 7 capas o niveles de energía atómica: K, L, M, N, O, P, Q.
Así mismo, las columnas verticales que se observan, se conocen como grupos: I, II, III, IV, IV, VI, VII y VIII.
Buscando que los elementos con propiedades semejantes se ubicaran unos debajo de otros, cada uno de los grupos se dividió en 2 subgrupos, que se denotan con la letra A y B.
Finalmente se puede observar en la tabla el grupo O, el cual es un grupo que se encuentra aparte conteniendo los gases nobles.
Estos gases tienen en común que su última capa orbital se encuentra llena, es decir, sin electrones desapareados, lo cual limita su reactividad y se conocen como los elementos más estables de la tabla periódica.
Con la tabla periódica se pueden determinar las siguientes propiedades para cada elemento:
· Número atómico.
· Masa atómica.
· Símbolo.
· Actividad Química.
· Características del elemento por su grupo y período.
· Tipo o forma del elemento (gas, líquido, sólido, metal o no metal).
Grupos de la tabla periódica
Como ya lo mencionamos al inicio, las columnas verticales de la tabla reciben el nombre de grupos.
De tal manera que existen dieciocho grupos. Es necesario destacar que los elementos que se sitúan en dos filas fuera de la tabla pertenecen al grupo 3.
Lo que hace que en un grupo, las propiedades químicas de los elementos sean muy similares, es que todos tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas de valencia.
Esto puede observarse a detalle por ejemplo en la configuración electrónica de los elementos del primer grupo, el grupo 1 o metales alcalinos:
	Elemento
	Símbolo
	Última capa
	Hidrógeno
	H
	1s1
	Litio
	Li
	2 s1
	Sodio
	Na
	3 s1
	Potasio
	K
	4 s1
	Rubidio
	Rb
	5 s1
	Cesio
	Cs
	6 s1
	Francio
	Fr
	7 s1
 
Es por esto que todos los elementos que pertenecen a este grupo tienen la misma valencia (+1) atómica, con características o propiedades similares entre sí.
Los elementos que se encuentran en el último grupo de la derecha o el grupo “O” son los gases nobles, los cuales como ya explicamos, tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la IUPAC 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 (VIII B): Familia del Cobalto.
· Grupo 10 (VIII 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 de la tabla periódica
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Los elementos que forman una misma fila, poseen propiedades diferentes pero masas similares, en este caso todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales.
Entonces cada elemento está colocado de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos elementos el hidrógeno y el helio, ambos posee sólo el orbital 1s.
En este mismo orden el segundo y tercer periodo tienen ocho elementos cada uno, elcuarto y quinto periodos tienen dieciocho, el sexto y séptimo periodos tienen treinta y dos elementos.
Cabe destacar que los dos últimos periodos tienen catorce elementos que se encuentran separados, para no hacer muy larga la tabla.
También es importante que sepas que el periodo que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica, por lo tanto un elemento con cinco capas electrónicas, se encontrará ubicado en el quinto periodo.
Ecuación química
Una ecuación química es un enunciado que utiliza fórmulas químicas para describir las identidades y cantidades relativas de los reactivos y productos involucrados en una reacción química.
Para poder representar lo que ocurre en una reacción química mediante una ecuación, ésta debe cumplir con la Ley de la conservación de la materia y con la Ley de conservación de la energía. Es decir, la ecuación debe indicar que el número de átomos de los reactivos y productos es igual en ambos lados de la flecha y que las cargas también lo son. Dicho en otras palabras, se debe contar con una ecuación balanceada.
Por ejemplo en la siguiente ecuación química, analicemos cuáles son las sustancias participantes a lo largo de la ecuación:
Participa 1 átomo de carbono, 1 átomo de oxígeno y 6 átomos de hidrógeno.
Si realizamos la suma de los átomos totales que participan del lado de reactivos observamos que es igual a 8 átomos:
Participa 1 átomo de carbono, 1 átomo de oxígeno y 6 átomos de hidrógeno.
Si realizamos la suma de los átomos totales que participan del lado de productos observamos que es igual a 8 átomos.
Como podemos observar, en una ecuación química, es obligatorio escribir correctamente las fórmulas y símbolos de las sustancias participantes, así como las cantidades de sus moléculas, con el fin de poder representar de manera fiel lo que ocurre durante la reacción química y al mismo tiempo constatar que todas las ecuaciones químicas se ajustan a lo que establece la Ley de conservación de la materia: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos, es decir, “La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.
Para balancear una ecuación se deben buscar los coeficientes adecuados para las fórmulas químicas en la ecuación original. En una ecuación química, el coeficiente es el número escrito previo al reactivo o producto. Los coeficientes son generalmente números enteros y no se escriben si el valor es 1.
Observa el siguiente ejemplo:
Un coeficiente indica el menor número de partículas de la sustancia involucrada en la reacción.
¿Qué es una reacción química?
Las reacciones químicas (también llamadas cambios químicos o fenómenos químicos) son procesos termodinámicos de transformación de la materia. En estas reacciones intervienen dos o más sustancias (reactivos o reactantes), que cambian significativamente en el proceso, y pueden consumir o liberar energía para generar dos o más sustancias llamadas productos.
Toda reacción química somete a la materia a una transformación química, alterando su estructura y composición molecular (a diferencia de los cambios físicos que sólo afectan su forma o estado de agregación). Los cambios químicos generalmente producen sustancias nuevas, distintas de las que teníamos al principio.
Las reacciones químicas pueden darse de manera espontánea en la naturaleza (sin que intervenga el ser humano), o también pueden ser generadas por el ser humano en un laboratorio bajo condiciones controladas.
Muchos de los materiales que empleamos a diario son obtenidos industrialmente a partir de sustancias más simples combinadas mediante una o diversas reacciones químicas.
Cambios físicos y químicos en la materia
Los cambios físicos de la materia son aquellos que alteran su forma sin cambiar su composición, es decir, sin modificar el tipo de sustancia del que se trata.
Estos cambios tienen que ver con los cambios de estado de agregación de la materia (sólido, líquido, gaseoso) y otras propiedades físicas (color, densidad, magnetismo, etc).
Los cambios físicos suelen ser reversibles ya que alteran la forma o el estado de la materia, pero no su composición. Por ejemplo, al hervir agua podremos convertir un líquido en un gas, pero el vapor resultante sigue compuesto por moléculas de agua. Si congelamos el agua, pasa al estado sólido pero igualmente sigue siendo químicamente la misma sustancia.
Los cambios químicos alteran la distribución y los enlaces de los átomos de la materia, logrando que se combinen de manera distinta obteniéndose así sustancias diferentes a las iniciales, aunque siempre en una misma proporción, pues la materia no puede crearse ni destruirse, sólo transformarse.
Por ejemplo, si hacemos reaccionar agua (H2O) y potasio (K), obtendremos dos sustancias nuevas: hidróxido de potasio (KOH) e hidrógeno (H2). Esta es una reacción que normalmente libera mucha energía y, por tanto, es muy peligrosa.
Características de una reacción química
Las reacciones químicas son generalmente procesos irreversibles, es decir, involucran la formación o destrucción de enlaces químicos entre las moléculas de los reactivos, generando una pérdida o ganancia de energía.
En una reacción química la materia se transforma profundamente, aunque en ocasiones esta recomposición no pueda apreciarse a simple vista. Aun así, las proporciones de los reactivos pueden medirse, de lo cual se ocupa la estequiometría.
Por otro lado, las reacciones químicas generan productos determinados dependiendo de la naturaleza de los reactivos, pero también de las condiciones en que la reacción se produzca.
Otra cuestión importante en las reacciones químicas es la velocidad a la que ocurren, ya que el control de su velocidad es fundamental para su empleo en la industria, la medicina etc. En este sentido, existen métodos para aumentar o disminuir la velocidad de una reacción química.
Un ejemplo es el empleo de catalizadores, sustancias que aumentan la velocidad de las reacciones químicas. Estas sustancias no intervienen en las reacciones, sólo controlan la velocidad a la que ocurren. También existen sustancias llamadas inhibidores, que se emplean de la misma forma pero provocan el efecto contrario, es decir, disminuyen la velocidad de las reacciones.
¿Cómo se representa una reacción química?
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, es decir, fórmulas en las que se describen los reactivos participantes y los productos obtenidos, a menudo indicando determinadas condiciones propias de la reacción, como la presencia de calor, catalizadores, luz etc.
La primera ecuación química de la historia fue redactada en 1615 por Jean Beguin, en uno de los primeros tratados sobre química, el Tyrocinium Chymicum. Hoy son de enseñanza común y gracias a ellas podemos visualizar con mayor facilidad lo que está ocurriendo en una reacción determinada.
La forma general de representar una ecuación química es:
Donde:
· A y B son los reactivos.
· C y D son los productos.
· a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos (son números que indican la cantidad de reactivos y productos) que deben ser ajustados de manera que haya la misma cantidad de cada elemento en los reactivos y en los productos. De esta forma se cumple la Ley de Conservación de la Masa (que establece que la masa no se crea ni se destruye, solo se transforma).
En una reacción química los átomos se reacomodan formando nuevas sustancias.
Tipos y ejemplos de reacciones químicas
Las reacciones químicas pueden clasificarse según el tipo de reactivos que reaccionan. En base a esto, se pueden distinguir reacciones químicas inorgánicas y reacciones químicas orgánicas. Pero antes, es importante conocer algunos de los símbolos que se utilizan para representar dichas reacciones mediante ecuaciones químicas:
Reacciones inorgánicas. Involucran compuestos inorgánicos, y pueden ser clasificadas de la siguiente forma:
· Según el tipo de transformación.
· Reacciones de síntesis o adición. Dos sustancias se combinan para dar como resultado una sustancia diferente. Por ejemplo:· Reacciones de descomposición. Una sustancia se descompone en sus componentes simples, o una sustancia reacciona con otra y se descompone en otras sustancias que contienen los componentes de esta. Por ejemplo:
· Reacciones de desplazamiento o sustitución. Un compuesto o elemento ocupa el lugar de otro en un compuesto, sustituyéndolo y dejándolo libre. Por ejemplo:
· Reacciones de doble sustitución. Dos reactivos intercambian compuestos o elementos químicos simultáneamente. Por ejemplo:
· Según el tipo y la forma de la energía intercambiada.
· Reacciones endotérmicas. Se absorbe calor para que la reacción pueda ocurrir. Por ejemplo:
· Reacciones exotérmicas. Se desprende calor cuando la reacción ocurre. Por ejemplo:
· Reacciones endoluminosas. Se necesita luz para que ocurra la reacción. Por ejemplo: la fotosíntesis.
· Reacciones exoluminosas. Se desprende luz cuando ocurre la reacción. Por ejemplo:
· Reacciones endoeléctricas. Se necesita energía eléctrica para que la reacción ocurra. Por ejemplo:
· Reacciones exoeléctricas. Se desprende o se genera energía eléctrica cuando ocurre la reacción. Por ejemplo:
· Según la velocidad de reacción.
· Reacciones lentas. La cantidad de reactivos consumidos y la cantidad de productos formados en un tiempo determinado es muy poca. Por ejemplo: la oxidación del hierro. Es una reacción lenta, que vemos cotidianamente en los objetos de hierro que están oxidados. Si no fuese lenta esta reacción, no tendríamos estructuras de hierro muy antiguas en el mundo actual.
· Reacciones rápidas. La cantidad de reactivos consumidos y la cantidad de productos formados en un tiempo determinado es mucha. Por ejemplo: la reacción del sodio con el agua es una reacción que además de ocurrir rápidamente es muy peligrosa.
· Según el tipo de partícula involucrada.
· Reacciones ácido-base. Se transfieren protones (H+). Por ejemplo:
· Reacciones de oxidación-reducción. Se transfieren electrones. En este tipo de reacción debemos fijarnos en el número de oxidación de los elementos involucrados. Si el número de oxidación de un elemento aumenta, este se oxida, si disminuye, este se reduce. Por ejemplo: en esta reacción se oxida el hierro y se reduce el cobalto.
· Según el sentido de la reacción.
· Reacciones reversibles. Se dan en ambos sentidos, es decir, los productos pueden volver a convertirse en los reactivos. Por ejemplo:
· Reacciones irreversibles. Se dan en un solo sentido, es decir, los reactivos se transforman en productos y no puede ocurrir el proceso contrario. Por ejemplo:
Reacciones orgánicas. Involucran compuestos orgánicos, que son los que están relacionados con la base de la vida. Dependen del tipo de compuesto orgánico para su clasificación, ya que cada grupo funcional posee un rango de reacciones específicas. Por ejemplo, los alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, cetonas, aldehídos, éteres, ésteres, nitrilos, etc.
Algunos ejemplos de reacciones de compuestos orgánicos son:
· Halogenación de alcanos. Se sustituye un hidrógeno del alcano por el halógeno correspondiente.
· Combustión de alcanos. Los alcanos reaccionan con el oxígeno para dar dióxido de carbono y agua. Este tipo de reacción libera gran cantidad de energía.
· Halogenación de alquenos. Se sustituyen dos de los hidrógenos presentes en los carbonos que forman el doble enlace.
· Hidrogenación de alquenos. Se agregan dos hidrógenos al doble enlace, de esta forma se produce el alcano correspondiente. Esta reacción ocurre en presencia de catalizadores como platino, paladio o níquel.
Importancia de las reacciones químicas
Tanto la fotosíntesis como la respiración son ejemplos de reacciones químicas.
Las reacciones químicas son fundamentales para la existencia y comprensión del mundo tal y como lo conocemos. Los cambios que la materia sufre en condiciones naturales o creadas por el hombre (y que a menudo generan materiales valiosos) son solo un ejemplo de ello. La evidencia más grande de la importancia de las reacciones químicas es la propia vida, en todas sus expresiones.
La existencia de seres vivos de todo tipo es únicamente posible gracias a la capacidad de reacción de la materia, que permitió a las primeras formas celulares de vida intercambiar energía con su entorno mediante rutas metabólicas, o sea, mediante secuencias de reacciones químicas que arrojaban más energía útil de la que consumían.
Por ejemplo, en nuestra vida diaria la respiración está compuesta por múltiples reacciones químicas, que también están presentes en la fotosíntesis de las plantas.
Velocidad de una reacción química
Las reacciones químicas requieren de un tiempo estipulado para suceder, el cual varía dependiendo de la naturaleza de los reactivos y del entorno en el que la reacción se produzca.
Los factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas por lo general suelen ser:
· Aumento de temperatura. Las altas temperaturas tienden a aumentar la velocidad de las reacciones químicas.
· Aumento de la presión. Al aumentar la presión se suele aumentar la velocidad de las reacciones químicas. Esto ocurre generalmente cuando reaccionan sustancias que son sensibles a los cambios de presión, como son los gases. En el caso de líquidos y sólidos, los cambios de presión no provocan cambios importantes en la velocidad de sus reacciones.
· Estado de agregación en que se encuentren los reactivos. Los sólidos suelen reaccionar más lentamente que los líquidos o los gases, aunque la velocidad también dependerá de la reactividad de cada sustancia.
· Empleo de catalizadores (sustancias que se emplean para aumentar la velocidad de las reacciones químicas). Estas sustancias no intervienen en las reacciones, solo controlan la velocidad a la que ocurren. También existen sustancias llamadas inhibidores, que se emplean de la misma forma pero provocan el efecto contrario, es decir, disminuyen la velocidad de las reacciones.
· Energía luminosa (Luz). Algunas reacciones químicas son aceleradas cuando se les hace incidir luz.
· Concentración de los reactivos. La mayoría de las reacciones químicas ocurren más rápido si tienen una alta concentración de sus reactivos.
Nomenclatura Tradicional
Nomenclatura Antigua o Tradicional
Se utiliza para nombrar funciones hechas con los metales. Para nombrar los compuestos químicos con esta nomenclatura, se escribe el nombre genérico, seguido por la preposición “de” y el nombre específico del elemento
Ejemplo:
 N. Genérico N. Especifico
Al2O3 = Oxido de aluminio
Cuando el elemento es de valencia variable se omite la palabra “de” y al nombre del elemento se añade la terminación: hipo oso, oso, ico, o per ico, todo esto depende de la valencia que estés trabajando.
Ejemplo: El hierro posee dos valencias (valencia variable) que son: +2(oso) y +3(ico)
Fe2O3 = Oxido férrico
Notaron que escribí férrico, en vez de escribir hiérrico, esto se debe a que, en la nomenclatura clásica, se escribe el nombre de donde proviene dicho elemento; hierro proviene del latín ferrum; aquí te presento una lista, de los elementos que debes conocer y recordar:
Cu: Cuprum (Cobre)
Au: Aurum (Oro)
S: Sulfur (Azufre)
Pb: Plumbum (Plomo)
Fe: Ferrum (Hierro)
Nota: cuando no te dicen la determinación hipo oso, oso, ico, per ico y solo te dicen el nombre del metal, esto significa que el metal está trabajando con la mayor valencia, por ejemplo:
Fe2O3 = Oxido de hierro
(El Hierro trabaja con: +3)
Estequiometría
Qué es la estequiometría
La estequiometría es la información de las cantidades de los reactantes y productos en una reacción química. Esta se basa en que la cantidad de reactantes es igual a la cantidad de los productos y que los compuestos tienen una composición fija.
La palabra "estequiometría" deriva del griego stoicheon (elemento) y metron (medida). Fue aplicada por Jeremias Benjamin Richter en 1792.
Un coeficiente estequiométrico es el número que aparece delante de la fórmula química en una ecuación. Por ejemplo, en la reacción de descomposicióndel agua H2O se produce hidrógeno H2 y oxígeno O2 en forma de gas:
En este caso, el H2O y el H2 tienen un 2 como coeficiente estequiométrico, mientras el O2 no tiene ningún coeficiente. Esto significa que 2 moléculas de H2O se transforman en 2 moléculas de H2 y 1 molécula de O2.
La estequiometría está presente en la vida cotidiana. Cuando hacemos un pastel, tenemos que usar unas cantidades fijas de ingredientes (reactantes) para obtener un pastel (producto). Si utilizamos más polvo de hornear que harina, el resultado probablemente no será el deseado.
Para preparar un pastel de chocolate, debemos emplear unas cantidades fijas de harina, leche, chocolate, huevos y otros ingredientes. Esto es aplicar la estequiometría en nuestro día a día.
MOL DE MOLECULAS: Es un número de moléculas equivalente a 6,02 x 10 23 moléculas. Debemos considerar también que 1mol de moléculas de cualquier gas a 0°C de temperatura y 1 atm de presión (C.N.P.T.) siempre ocupará siempre un volumen De 22,4litros. A este volumen se le llama volumen molar pues corresponde al volumen ocupado por 1 mol de partículas
MASA ATÓMICA GRAMO: Corresponde a la masa de 1 mol de átomo expresada en gramos. Como es imposible medir de manera directa la masa de un átomo, se considera una gran cantidad de átomos que se toma como la unidad, esta unidad química la llamaremos mol y “corresponde a la cantidad de sustancia” Esta cantidad de sustancia pueden ser, átomos, moléculas, iones, etc .
Fórmula química
¿Qué es una fórmula química?
Una fórmula química es una expresión gráfica de los elementos que componen un compuesto químico cualquiera. Las fórmulas expresan los números y las proporciones de sus átomos respectivos y, en muchos casos, también el tipo de enlaces químicos que los unen. A cada molécula y/o compuesto conocido le corresponde una fórmula química, así como un nombre a partir de ella de acuerdo a las reglas de la nomenclatura química.
Existen diversos tipos de fórmulas químicas, cada uno enfocado en cierto tipo de información, pero en líneas generales todas sirven para comprender la naturaleza química de las sustancias y para expresar lo que ocurre durante una reacción química determinada, en la que algunos elementos o compuestos se transforman en otros. Por esa razón, las fórmulas químicas responden a un sistema convencional de representación de los elementos y las moléculas, es decir, a un lenguaje técnico especializado.
Las fórmulas químicas utilizan los símbolos químicos de los elementos y proporciones lógicas entre ellos, expresados mediante símbolos matemáticos.
Tipos de fórmula química
Una fórmula semidesarrollada expresa los enlaces y su tipo entre cada molécula del compuesto.
Existen distintos tipos de fórmula química, útiles para brindar distinta información.
· Fórmula molecular. Es un tipo de fórmula bastante básica que expresa el tipo de átomos presentes en un compuesto covalente y la cantidad de cada uno. Utiliza una secuencia lineal de símbolos de los elementos químicos y números (como subíndices). Por ejemplo, la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6 (seis átomos de carbono, doce de hidrógeno y seis de oxígeno).
· Fórmula semidesarrollada. Similar a la fórmula molecular, es un tipo de fórmula que expresa los átomos que integran el compuesto y expresa también los enlaces químicos (líneas) y su tipo (simples, dobles, triples) entre cada átomo del compuesto. En esta fórmula no se representan los enlaces carbono-hidrógeno. Esto es útil para identificar los grupos radicales que lo conforman, así como su estructura química. Por ejemplo, la fórmula semidesarrollada de la glucosa es, CH2OH – CHOH – CHOH – CHOH – CHOH – CHO .
· Fórmula desarrollada. La fórmula desarrollada es el paso siguiente en complejidad de la semidesarrollada. En esta representación se indica el enlace y la ubicación de cada átomo del compuesto dentro de sus respectivas moléculas, en un plano cartesiano, representando la totalidad de la estructura del compuesto.
· Fórmula estructural. Para representar las moléculas ya no solo en su estructura y organización sino además en su forma espacial, hace falta una fórmula todavía más compleja, que emplea perspectivas bi o tridimensionales.
· Fórmula de Lewis. También llamadas “diagramas de Lewis” o “estructuras de Lewis”, se trata de una representación similar a la fórmula desarrollada de un compuesto, pero que indica los respectivos electrones compartidos en cada enlace químico entre átomos, de acuerdo a la valencia de los elementos involucrados. Estos electrones se representan mediante puntos enlazados con una línea donde hay un enlace. También se representan los electrones no compartidos usando puntos sobre el átomo correspondiente. Son fórmulas muy específicas y de uso técnico.
Ejemplos de fórmula química
Algunos ejemplos de fórmula química (molecular) de compuestos conocidos son:
· Oxígeno. O2
· Ozono. O3
· Dióxido de carbono. CO2
· Monóxido de carbono. CO
· Agua. H2O
· Amoníaco. NH3
· Metano. CH4
· Propano. C3H8
· Ácido sulfúrico. H2SO4
· Ácido clorhídrico. HCl
· Cloruro de sodio. NaCl
· Bicarbonato de sodio. NaHCO3
· Formaldehído. CH2O
· Benceno. C6H6
· Sacarosa. C12H22O11
· Cal. CaO
· Alcohol etílico. C2H5OH
· Glutamato monosódico. C5H8NNaO4
· Penicilina. C16H18N2O4S
Partes de una fórmula química
Muchas veces los compuestos muestran cierta recurrencia estructural y funcional.
Las fórmulas químicas se componen de símbolos químicos (letras) y subíndices (números), que expresan el tipo de átomos presentes en la sustancia y su cantidad. Sin embargo, en ciertos campos de la química (como la química orgánica) los compuestos muestran cierta recurrencia estructural y funcional, que permite identificar fragmentos de la molécula. Estos fragmentos son llamados “radicales” (unidades moleculares con electrones libres) o “grupos funcionales” (átomos o unidades moleculares responsables de que la sustancia reaccione de una forma determinada).
Ejemplos de grupos funcionales son: hidroxilo (-OH), carbonilo (=C=O), carboxilo (-COOH), entre otros.
Ejemplos de radicales son: metilo (-CH3), etilo (CH3CH2-), entre otros.
Símbolos químicos
Los símbolos químicos son las piezas mínimas que componen a una fórmula química cualquiera y representan a cada uno de los diversos elementos químicos conocidos por la humanidad, o sea, los distintos tipos de átomos de los que está compuesta la materia conocida.
A cada elemento químico le corresponde un símbolo químico particular (generalmente derivado de su nombre histórico en latín).
Algunos ejemplos de símbolos químicos son:
· Carbono. C
· Oxígeno. O
· Fósforo. P
· Hidrógeno. H
· Nitrógeno. N
· Yodo. I
· Hierro. Fe
· Plomo. Pb
· Aluminio. Al
· Selenio. Se
· Plutonio. Pu
Elementos químicos
Los elementos se pueden agrupar de acuerdo a sus propiedades químicas.
Los elementos químicos son los diferentes tipos de átomos que componen la materia y que se distinguen entre sí según la configuración particular de sus partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones).
Los elementos se pueden agrupar de acuerdo a sus propiedades químicas, o sea, a las fuerzas a las que responden con mayor o menor facilidad, al comportamiento que exhiben en determinadas reacciones, o a otros rasgos propios estructurales.
Un ejemplo que ilustra bien la definición de elemento químico es el siguiente: los isótopos 12C, 13C y 14C son algunos de los isótopos del elemento químico carbono (C).
Los elementos químicos están representados, clasificados y organizados en la Tabla Periódica de los elementos.