Zona Química

Enlaces Covalentes y Estructuras

2010-12-14T18:53:00.000-08:00

El modelo covalente del enlace químico fue sugerido por primera vez por Gilbert Newton Lewis de la Universidad de California en el año de 1916. Veamos el ejemplo de dos átomos de Hidrógeno en que estos comparten 2 electrones, lo cual les permite a ambos tener una configuración electrónica isoeléctrica a la del Helio:

H· ·H --------------> H:H

Este tipo de formulas estructurales en que los electrones de valencia son representados con puntos se llaman estructuras de Lewis. Cuando un par de electrones son compartidos por 2 átomos se acostumbra representarlos con una linea (-) por lo que H:H se vuelve H-H.

Ley de Boyle

2010-07-25T20:22:00.000-07:00

Ley de Boyle (relación presión-volumen)

En el siglo XVII, Robert Boyle estudió el comportamiento. Gracias a sus experimentos y anotaciones se dio cuenta que a medida que a una cantidad fija de gas se le somete a mayor presión, disminuye su volumen (como lo demuestra la tabla a continuación).

A la relación entre la presión y el volumen de los gases se le conoce como Ley de Boyle, la que establece que la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas.

Expresado:

P α 1/V

en la expresion anterior el signo "α" significa proporcional a, P es presión y V es volumen. Ademas podemos cambiar el signo de proporcionalidad por una igualdad incluyendo una constante de proporcionalidad.

P = (k) (1/V)

o lo que es lo mismo:

PV = k

Con lo anterior establecemos que el produco te la presion y el volumen de un gas a temperatura y cantidad de gas constante, es una constante.

Vale la pena mencionar que si sabemos que para un gas dado siempre PV es igual a 'k' entonces:

P1V1 = k = P2V2

por lo que:

P1V1 = P2V2

Lo anterior nos sirve para resolver problemas donde la presión o el volumen cambian.

Hidratos (Nomenclatura)

2010-07-24T15:22:00.000-07:00

Los hidratos son compuestos que tienen un numero especifico de moléculas de agua unidas a ellos. Ejemplo de ello es el Sulfato de Cobre (II) que en su estado normal tiene cinco moléculas de agua asociadas a él. Su nombre sistemático es sulfato de cobre (II) pentahidratado, y su formula se escribe:

CuSO4 · 5H2O

Las moléculas de agua pueden ser eliminadas del compuesto por calentamiento, cuando esto sucede el compuesto resultante es CuSO4, que se le llama sulfato de cobre (II) anhidro, la palabra "anhidro" significa que el compuesto ya no tiene moléculas de agua unidas a él.

A continuación una breve lista de algunos hidratos:

LiCl · H2O ................. Cloruro de Litio monohidratado.

MgSO4 · 7H2O ......... Sulfato de Magnesio heptahidratado.

BaCl2 · 2H2O ........... Cloruro de Bario dihidratado.

Na2CO3 · 10H2O .... Carbonato de Sodio decahidratado.

Sr(NO3)2 · 4H2O .... Nitrato de estroncio tetrahidratado.

CaSO4 · 2H2O ......... Sulfato de Calcio dihidratado.

Como se ve la forma de nombrar a los hidratos es muy sencilla, primero se nombre el compuesto normalmente (ejemplo. Sulfato de magnesio) y después se menciona el numero de moléculas de agua con prefijo griego (mono, di, tri, tetra, penta, exa...) + el termino hidratado.

Rendimiento de Reacción

2010-07-23T10:51:00.000-07:00

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción es el que nos marca el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendría si reaccionara totalmente el reactivo limitante ( dicho de otra manera, el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener con determinada cantidad de reactivos ).

En la práctica el rendimiento real (cantidad de producto que se obtiene en una reacción) casi siempre es menor al rendimiento teórico. Lo anterior porque muchas reacciones son reversibles, así mismo algunos productos pueden seguir re

accionando entre si con otros reactivos para formar aun otros productos.

Para determinar que tan eficiente fue una reacción especifica, los químicos utilizan el concepto de "porcentaje de rendimiento" que describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. (va desde el 1% hasta el 100%) Cuanto mayor sea el porcentaje de rendimiento, mas eficiente es una reacción, es decir, la cantidad de producto obtenido fue mas próximo a la cantidad de reactivo que debimos obtener según la teoría.

Se calcula como sigue:

Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento para obtener reacciones mas eficientes. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje de rendimiento se encuentran la temperatura y la presión, cuyos efectos se estudiarán en otra sección.

Ejemplo:

Se tienen 3.0g de H2 y 32.0g de O2, si se planea obtener agua quemando el hidrógeno, cuánto H2O deberíamos obtener? (rendimiento teórico). Si se obtuvieron 26.3 g de H2O, cual fue su porcentaje de rendimiento?

Antes que nada anotamos la ecuación balanceada de la combustión del hidrógeno, que viene implícita en el problema.

H2 + (1/2)O2 ----> H2O

Por cada mol de H2 (2.0g) se necesita medio mol de O2 (16g) y obtener 18.0g de H2O.

con los reactivos se tendrían 1.5 moles de H2 y 2 medios moles de O2, por lo que el reactivo limitante será H2.

Si se sabe que por cada mol de H2 se obtendrá un mol de H2O, y este (el hidrógeno) es el reactivo limitante al finalizar obtendremos 1.5 moles de H2O que son (18.0g x 1.5 = 27.0g) 27.0g (rendimiento teórico).

Si se obtuvieron 26.3g de H2O en la practica, el porcentaje de rendimiento será:

(26.3g/27.0g)x100% = 97.4% de rendimiento.

Espero esto les haya servido, y como siempre si tienen dudas,

no duden en mandarme un mensaje. Reciban un saludo.

Determinación de Formulas Moleculares

2010-07-09T01:24:00.000-07:00

Para calcular la formula molecular es aquella que expresa por medio de signos de los elementos y números en subindice el número real de átomos de cada elemento, presentes en una molécula. Para determinar la formula molecular es necesario conocer:

Formula Empírica.
Masa Molar aproximada.

Nota: Si no se sabe que es la formula empírica clic aquí.

Es importante decir que la Masa Molar del compuesto SIEMPRE será múltiplo entero de la masa molar de su formula empírica. En un ejemplo a continuación se explicará y determinará la forma para determinar la formula molecular de un compuesto.

Nota: Antes de iniciar, se recomienda haber leído determinación de formulas empíricas, ya que se necesitarán estos conocimientos en el paso # 1.

Ejemplo Resuelto:

Una muestra de 10.0g cuya formula molecular se desconoce contiene 2.737g de Sodio (Na), 0.119g de hidrógeno (H), 1.430g de carbono (C) y 5.714g de oxígeno (O). Determine la formula molecular si se sabe que la masa molar del compuesto es de 84g.

Primero, determinar la formula empírica.

Na = 2.737g/22.99g= 0.119 mol

H = 0.119g/1.00g = 0.119 mol

C = 1.430g/12.01g = 0.119 mol

O = 5.714g/16.00g = 0.357 mol

...

Na = 0.119 mol / 0.119 mol = 1

H = 0.119 mol /0.119 mol = 1

C = 0.119 mol / 0.119 mol = 1

O = 0.357 mol / 0.119 mol = 3

Por lo que la formula empírica es NaHCO3.

Dividimos la masa molar aproximada del compuesto ( es decir, 84g ) entre la masa molar de la formula empírica (NaHCO3).

84g / 84g = 1

Por lo que para conocer la formula molecular tendremos que multiplicar por 1 la formula empírica.

Si hipotéticamente la masa molar del compuesto fuera 252g dividimos 285g/84g = 3. Por lo que Multiplicamos por 3 la formula empírica dándonos la molécula Na3H3C3O9 (que es de hacer notar, NO existe ).

Esperamos que esto te sirva porque es todo el contenido de "Determinación de formulas moleculares"; Como siempre si te quedaste con alguna duda házmelo notar con un mensaje.

Ley del Gas Ideal

2010-07-05T21:21:00.000-07:00

Como anteriormente lo hemos mostrado, ya conocemos 3 leyes de los gases:

Ley de Boyle: en el que V α 1/P ... (a n y T constantes).
Ley de Charles: V α T ... (a n y P constantes).
Ley de Avogadro: V α n ... (a P y T constantes).

donde:

V = volumen,

P = presión,

T = temperatura,

n = numero de moles

α = "proporcional a"

De manera que si juntamos todas estas leyes podemos decir que:

V α nT/P

(volumen es proporcional a numero de moles por temperatura, sobre presión)

V = RnT/P

(noten que R será la constante de los gases)

quedando la formula:

PV = nRT

donde R es constante de proporcionalidad, que denominamos constante de los gases. La ecuación PV = nRT se le conoce como ecuación del gas ideal, y explica la relación entre cuatro variables (P, V, T y n). Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se pueden describir completamente con la ecuación del gas ideal.

Las moléculas de un gas ideal no se atraen ni se repelen entre si, su volumen es insignificante en comparación del recipiente que las contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las diferencias de los gases reales en margenes razonables de presión y temperatura no alteran por mucho los cálculos. Es por ello que esta ecuación del gas ideal resulta útil para la resolución de muchos problemas en el que se maneje gases.

Antes de aplicar la ecuación, debemos calcular R, la constante de los gases. A 0ºC (273.15K) y 1 atm (presión) muchos gases reales se comportan como un gas ideal. Experimentalmente, se demuestra que 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L. Las condiciones "0ºC y 1 atm" se denominan temperatura y presión estándar (se abrevia TPE).

Según la ecuación del gas ideal calcularemos la constante R:

R = PV / nT

R = (1atm)(22.414L) / (1mol) (273.15K)

R = 0.082057 L · atm/K · mol

Una vez que ya calculamos la constante del gas ideal, resolvamos un problema de ejemplo:

Calcular el volumen de de 60.3g de CO2 a TPE...

V = nRT/P

V = (60.3g/44.01g)(0.082057L·atm/K·mol)(273.15K) / (1atm)

V = 30.71 L

*Nota: Si se sabe despejar formulas no se tendrá practicamente ningun problema, solamente hay que guiarse por la formula PV = nRT.

Esto es todo de la ley de los gases ideales o Ley del Gas Ideal.

Determinación de fórmulas empíricas

2010-06-29T22:12:00.000-07:00

Una formula empírica es aquella que indica cuales elementos están presentes en un compuesto y su proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos. Es importante señalar que NO necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada.

Para determinar (experimentalmente) la formula empírica de un compuesto se sigue el procedimiento a continuación:

El análisis químico que indica el número de gramos de cada elemento presente en determinada cantidad de compuesto.
Las cantidades en gramos de cada elemento se convierten en número de moles.
Después se determina la fórmula empírica dividiendo cada numero de moles entre el número de moles menor. (se explicará en un ejemplo a continuación)

Tenemos una muestra de 10g de un compuesto

liquido. Que sabemos que contiene hidrógeno y oxígeno.

Masa de H = 0.588 g

Masa de O = 9.411 g

Ahora, dividimos la masa de cada elemento entre su respectiva masa molar, para conocer cuantos moles de cada átomos tenemos en la muestra.

(Masa de elemento) / (Masa Molar)

(0.588 g de H) / (1.00g de H/Mol) = 0.588 Mol

(9.411 g de O) / (16.00g de O/Mol) = 0.588 Mol

Ahora, siguiendo los pasos descritos, dividimos los números de moles (ambos, 0.588 moles) entre el menor de estos dos, ya que son iguales es indiferente entre cual se divide.

Número de H

0.588 mol/0.588 mol = 1

Número de O

0.588 mol/ 0.588 mol = 1

Ahora sabemos que la proporción entre H y O es 1:1. Como dato extra, ahora les diré que el compuesto del que hablamos es el H2O2, pero se les explicará en una publicación próxima como determinar la formula molecular (número real de átomos por molécula) a partir de la fórmula empírica.

Calor de dilución

2010-06-29T09:51:00.000-07:00

Cuando se le adiciona más disolvente a una solución, para disminuir la concentración del soluto, es común que se libere o absorba calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución.

Cuando un proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor) y a dicha solución se le diluye, posteriormente la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Caso contrario es cuando un proceso de disolución es exotermico, pues al adicionar disolvente, libererá más calor a los alrededores.

Un ejemplo de ello es el Ácido Sulfúrico concentrado, que si se intenta diluir adicionando agua el recipiente estallará. La forma recomendada es al envase con agua agregar gota a gota el H2SO4 agitando para que se disipe el calor.

Para comprender mejor esta lección puedes entrar a: Calor de disolución

Composición porcentual de los compuestos

2010-06-28T23:13:00.000-07:00

La composición porcentual en masa se define como el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La misma (composición porcentual) se obtiene al dividir la masa de un elemento contenida en un mol de compuesto, entre la masa molar del compuesto y multiplicarla por 100%. (de esta manera si un elemento X tiene 2g en un mol de un compuesto de masa molar 18g, su composición porcentual será (2g/18g)*100% = 11.1%).

Pongamos por ejemplo el H2O. Un mol de H2O, e

stá conformada por 2 moles H y 1 mol de O. Es decir que su masa molar será 18.016g (1.008g cada H y 16.00g cada O).

Composición porcentual:

%H = [(2*1.008g)/(18.016g)]*100%= 11.2%

%O = [(16g)/(18.016g)]*100%= 88.8%

Y es correcto, ya que la suma de ambos porcentajes es 100%. Es bastante sencillo, aun cuando se trata de un compuesto con mas de dos elementos presentes, el procedimiento es el mismo. Conocer la masa de cada elemento por mol de compuesto, y la masa molar del compuesto.

Si tienes dificultades no dudes en enviarnos un mensaje (DEL LADO DERECHO hay un icono para mandarnos un mensaje) y con gusto trataremos de resolver tu duda.

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Calor de disolución

2010-06-28T21:54:00.000-07:00

Antes de iniciar de lleno con el tema, tenemos que conocer la diferencia entre disolución y dilución. En este caso no referimos a disolución al hecho de que soluto sea diluido en un solvente (V.gr. Sal común en agua). Por otro lado la dilución se refiere a un disolución ya hecha diluirla mas agregando solvente. (ej. cuando tenemos una limonada muy concentrada, agregar un poco de agua).

Calor de disolución

El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsoln es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:

ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes

No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+).

Analizamos un ejemplo, ¿Cuál será la entalpia de disolución (o calor de disolución) al diluir Cloruro de sodio (NaCl) en agua?

NaCl(s) ---H2O---> Na+(ac) + Cl-(ac) ΔHsoln = ?

La energía (denominada energía reticular (U)) requerida para separar completamente un mol de NaCl y pasarlo a sus iones en estado gaseoso es de 788 kJ/mol.

Por otro lado, el cambio de entalpía asociado al proceso de hidratacion de los iones (ΔHhidr) es de "-784 kJ/mol".

Por lo tanto la suma de estas dos será ΔHsoln. 788kJ/mol + (-784kJ/mol)= 4kJ/mol. Como lo mencionamos anteriormente el valor positivo quiere decir que fue un proceso endotermico (absorve calor). Por lo tanto cuando un mol de NaCl se disuelve en agua absorve 4kJ del ambiente.

Masa Molar y Número de Avogadro

2010-06-27T17:03:00.000-07:00

Las unidades de masa atómica son una escala relativa de las masas de los elementos, pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En las situaciones reales se utilizan muestras macroscopicas con una cantidad enorme de átomos. La idea no es nueva; por ejemplo, la docena (12 objetos), la decena (10 objetos) y la gruesa (144 objetos). Los químicos miden a los átomos, iones y moléculas en moles.

En el Sistema Internacional de Medidas (SI) , el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (llámese átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 gramos del isótopo carbono-12. El número real de átomos en 12 gramos de carbono-12 se determina experimentalmente. A este número se le denomina número de Avogadro (NA) en honor al científico italiano Amedeo Avogadro.

El valor comúnmente aceptado es:

NA = 6.0221367 x 10^23

(6.0221367 por diez elevado a la 23 potencia)

Comúnmente este número se redondea en 6.022 x 10^23. Así como una docena de manzanas tiene 12 manzanas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6.022 x 10^23 átomos de H.

Este número es enorme, por ejemplo si distribuyéramos 6.022 x 10^23 naranjas en la superficie de la Tierra. Se produciría una capa de 9 millas hacia el espacio.

Sabemos que 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa de exactamente 12 g y contiene 6.022*10^23 átomos. Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar (M) y se define como la masa de 1 mol de unidades de una sustancia. De igual manera, la masa atómica del sodio (Na) es 22.99 uma y su masa molar 22.99 g; y así con los demás elementos.

Calorimetría

2010-06-27T16:07:00.000-07:00

En ocaciones, es de mayor interés estudiar los cambios de calor que los cambios de masa en un reacción. Cuando quemamos propano, nos interesa mas el calor que desprende que los residuos que son CO2 y H2O.

La calorimetría es la medición de los cambios de calor, y para ello es necesario conocer dos conceptos fundamentales:

Calor Específico.
Capacidad calorífica.

El calor especifico, que representamos con "s", de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius un gramo de dicha sustancia. sus unidades son J/g · ºC, es decir Joul sobre gramo por grado celsius.

Mientras que la capacidad calorífica (representada por "C") de una sustancia es la cantidad de calor que requiere para elevar un grado Celsius determinada cantidad de sustancia. Se mide en J/ºC.

La relación entre el calor especifico y la capacidad calorífica esta dada por:

C = ms

Capacidad calorífica es igual a masa por calor especifico. Tiene mucho sentido si sabemos que "s" es la cantidad de calor que se requiere para elevar 1ºC por gramo, para saber la cantidad de calor se requiere para elevar 1ºC una cantidad diferente de sustancia lo multiplicamos por masa y obtendremos "C".

Pongamos un ejemplo. Conocemos que el calor especifico (s) del agua es 4.184J/g·ºC. Si quisiéramos saber la capacidad calorífica de 12.0 g de Agua. Hacemos lo siguiente:

C = (4.184 J/g·ºC)(12.0g)

C = 50.21 J/ºC

Lo que quiere decir que para que una muestra 12.0 g de H2O se eleve 1ºC es necesario proporcionarle 50.21 J de energía (calor).

Si conocemos el calor especifico y masa de una sustancia entonces la variación de temperatura ( ΔT ) indicará la cantidad de calor liberado o absorbido en un proceso en particular.

q = msΔT

q= CΔT

q = calor

m = masa

ΔT = variación de temperatura ( Tfinal - Tinicial)

Además, q es positivo para procesos endotérmicos ( absorben calor ) y q será negativo para procesos exotérmico (desprenden calor).

Compuestos Moleculares (Nomenclatura)

2010-06-22T18:17:00.000-07:00

A diferencia de los compuestos Iónicos, los compuestos moleculares están formados por unidades moleculares discretas. Por lo regular están formados por elementos no metálicos. Sin embargo una similitud es que muchos de los compuestos moleculares son binarios (formado por 2 elementos).

La nomenclatura es similar, ya que primero se nombra el segundo elemento de la formula agregando el sufijo -uro y después el nombre del primer elemento. Aqui algunos ejemplos:

HBr ... Bromuro de hidrógeno

SiC ... Carburo de silicio

HCl ... Cloruro de hidrógeno

Es común que un par de elementos formen diversos compuestos. En estos casos se utilizan los prefijos griegos que denotan el numero de átomos de cada uno de los elementos presentes, para con esto evitar cualquier confusión.

CO ... monóxido de carbono

CO2 ... dióxido de carbono

N2O4 tetróxido de dinitrógeno

Aqui algunas reglas utiles a la hora de nombrar compuestos con los prefijos:

El prefijo mono- puede omitirse para el primer elemento de la fórmula. Así la ausencia de un prefijo para el primero de los elementos significa que solo hay un átomo del mismo. Ejemplo de esto es el SO3 que es Trióxido de azufre, NO trióxido de monoazufre.
Para el caso de los óxidos, se omite en los prefijos la terminación "a". Por ejemplo, en el N2O4 es tetróxido de dinitrógeno, NO tetraóxido.

La excepción para el uso de los prefijos griegos es para aquellos compuestos moleculares que contengan hidrógeno. Normalmente estos se nombran por sus nombres comunes o mediante nombres que no indican el numero de H presentes.

Ejemplos:

NH3 ... amóniaco

H2O ... agua

SiH4 ... Silano

Es de notar que el orden en que se escriben los elementos de las formulas con hidrógeno es irregular. En general la formulación de compuestos moleculares es muy sencilla ya que si mencionamos al dióxido de nitrógeno se sabe que es un compuesto que contiene un átomo de N (nitrógeno) y dos átomos de O (oxígeno), siendo este NO2.

SEGUIR CON HIDRATOS (Nomenclatura) >>>

Entalpía estándar de formación y de reacción

2010-06-20T22:25:00.000-07:00

Primero que nada tenemos que conocer, Qué es la entalpia? Podemos definirla como la suma de la energía interna de un sistema y la presión por el volumen del sistema.

H = E + PV

H= Entalpía

E= Energía interna

P= Presión

V= Volumen

Dado que E y PV tienen unidades de energía, la entalpía también las tiene. Además E, P y V son funciones de estado, lo que quiere decir que dependen solo de los estados inicial y final. por lo tanto La entalpía (H) tambien será función de estado. El cambio de entalpía (ΔH) dependerá solamente de los estados inicial y final.

Para cualquier proceso, el cambio de entalpía será dado por:

ΔH = ΔE + Δ(PV)

Sin embargo si la presión se mantiene constante será:

ΔH = ΔE + PΔV

Entalpía de Reacción

Está dada por la formula:

ΔH = H(productos) - H(reactivos)

Es decir, la entalpía de reacción será La diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos.

Esta, puede ser positiva o negativa. Si es positiva quiere decir que ha ganado energía (calor) de los alrededores, por lo tanto será una reacción endotermica. Mientras que si la entalpía de reacción es negativa, quiere decir que ha perdido energía (calor) y será una reacción exotérmica.

Entalpía de Formación

Sabemos que ΔH se calcula si se conocen las entalpías reales de todos los reactivos y productos.Sin embargo, no es posible medir el valor absoluto de entalpía de una sustancia. Solo se determinan valores relativos con respecto a una referencia arbitraria. Este punto de referencia es conocido como entalpía estándar de formación ( ΔHºf ). Se dice que las sustancias están en el estado estándar a 1 atm. Por convenio, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma mas estable es cero. Tomemos al oxígeno como ejemplo. El oxígeno molecular (O2) es mas estable que su otro alótropo, el ozono (O3), a 1 atm y 25ºC, asi que:

ΔHºf (O2) = 0.

ΔHºf (O3) ≠ 0.

De manera similar, el grafito es la forma alotrópica mas estable del carbono:

ΔHºf (C, grafito) = 0.

ΔHºf (C, diamante) ≠ 0.

En base a lo anterior podemos llegar a la conclusión que la entalpia estándar de formación de un compuesto como: "el cambio de calor relacionado cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos a 1atm". Es importante señalar que aunque el estado estandar no indica una temperatura, por lo general se utilizan los valores de ΔHºf a 25ºC (298.15 K).

Compuestos Iónicos (Nomenclatura)

2010-06-19T22:06:00.000-07:00

Los compuestos Iónicos están formados por cation y anión. El cation es el ion con carga positiva y el anión, el ion con carga negativa. A excepción del ion amonio (NH4 +), todos los cationes de interés se derivan de átomos metálicos. El nombre de los cationes metálicos provienen del nombre de los elementos.

Ejemplo:

---------Elemento-----------------------Nombre del catión---------

Al aluminio AL 3+ ion aluminio (cation aluminio)

Li litio Li + ion litio (cation litio)

Mg magnesio Mg 2+ ion magnesio (cation magnesio)

Muchos de los compuestos Iónicos, son compuestos binarios, es decir que están formados por dos elementos. Para este tipo de compuestos (binarios), primero se nombra el anión no metálico seguido del catión metálico. Siguiendo los pasos el NaCl es Cloruro de Sodio. La nomenclatura del anión se forma tomando la primera parte del nombre del elemento(cloro) y le agregando el sufijo "uro".

El sufijo uro también se usa en algunos grupos de aniones que contienen elementos distintos como el cianuro (CN-). ejemplo: KCN cianuro de potasio. Otro grupo es el grupo Hidróxido (OH -) ejemplo: NaOH Hidróxido de Sodio.

Los compuestos con aniones como CN- (cianuro) y OH- (hidróxido) se llaman compuestos ternarios, lo que quiere decir que estos compuestos están formados por tres elementos.

Existe un tipo de metales (los metales de transición) que pueden formar mas de un tipo de cation, es decir, con diferente carga. Ejemplo de ello es el cation hierro, que puede formar los cationes: Fe 2+ y Fe 3+.

El sistema de nomenclatura antiguo que tiene cierto uso, asigna el sufijo oso al ion con menor carga y el sufijo ico al ion con mayor carga positiva.

(ejemplo:

Fe 3+ ion ferrico,

Fe 2+ ion ferroso)

Los nombres de los compuestos que forman estos iones con el cloro quedarían:

FeCl2 ..... Cloruro Ferroso

FeCl3 .......... Cloruro Ferrico

Uno de los inconvenientes de este sistema es que no proporcionan información real de la carga del ion. Por lo que cada vez es mas común diferenciar los distintos cationes con su carga en números romanos. A este sistema se le llama Sistema de Stock (en honor a un químico alemán llamado Alfred E. Stock). De acuerdo con este sistema el numero romano indica la carga positiva.

Ejemplo:

Mn 2+: MnO -------- óxido de manganeso(II)

Mn 3+: Mn2O3 ------- óxido de manganeso(III)

Mn 4+: MnO2 ------- óxido de manganeso(IV)

Los nombres de estos compuestos se leen "óxido de manganeso tres", "óxido de manganeso cuatro", etc.

Esto es todo de Nomenclatura de Compuestos Iónicos.

CONTINUAR CON COMPUESTOS MOLECULARES>>>

Nomenclatura de los Compuestos

2010-06-19T20:41:00.000-07:00

Hace algún tiempo, cuando la química estaba en pañales, el numero de compuestos conocidos era reducido, por lo que no había ningún problema en conocer sus nombres a partir de sus características físicas, apariencia, color, etc. Sin embargo hoy en día el numero de compuestos químicos conocidos sobrepasa fácilmente los 20 millones.

Como no resultaría practico (y posible) memorizar esos mas de 20 millones de compuestos los químicos idearon un sistema claro para nombrar las sustancias. Las reglas son aceptadas mundialmente y nos proporcionan una manera útil y practica de trabajar con las diversas sustancias.

Para empezar con el estudio de la nomenclatura química, es necesario diferenciar entre los compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos.

Compuestos Orgánicos: Contienen Carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrógeno, oxigeno, nitrógeno y azufre.
Compuestos Inorgánicos: Como su nombre lo dice, todos aquellos que no sean Orgánicos.

Para ser prácticos, algunos compuestos con carbono como: monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), compuestos con el grupo cianuro (CN-), asi como los grupos carbonato (CO3 -2) y bicarbonato (HCO3 -)... SE CONSIDERAN COMPUESTOS INORGÁNICOS.

Para hacer mas sencillo el estudio de la nomenclatura, los compuestos inorgánicos son agrupados en cuatro categorías:

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Notación Científica

2010-06-18T18:37:00.000-07:00

Es frecuente que los químicos trabajen con números muy pequeños o muy grandes. Por ejemplo en 1g (un gramo) de Hidrogeno Elemental hay:

602200000000000000000000

átomos de hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno tiene una masa de apenas:

0.00000000000000000000000166 g (gramos)

Estos números son difíciles de manejar y es muy fácil que se cometan errores al usarlos en cálculos aritméticos. Considere la siguiente multiplicación:

0.00000000023 x 0.0000000000123 = ???

Sería muy fácil omitir o agregar un cero, por eso, cuando se trabaja con números muy grandes o muy pequeños se usa un sistema llamado notación científica. Sin importar su magnitud, todos los números pueden representarse en la siguiente forma:

N x 10^n

donde N es un número entre 1 y 10, y n, el exponente, es un entero positivo o negativo. Es por eso que se dice que todos los números expresados de esa manera.

Suponga que tiene un número que debe expresarse en notación científica. En lo fundamental, se requiere encontrar n. Hay que contar el número de lugares que se debe mover el punto decimal para obtener el número N (que está entre 1 y 10). Si el punto decimal debe moverse a la izquierda, n es un entero positivo, y si debe desplazarse a la derecha n es un entero negativo. Los ejemplos siguientes ilustran el uso de la notación científica.

a) Exprese 183.255 en notación científica:

183.255 = 1.83255 x 10^2

Es importante observar que el punto decimal se desplaza dos lugares a la izquierda, por lo que n=2.

b) Exprese 0.00000772 en notación científica:

0.00000772 = 7.72 x 10^-6

Aquí podemos observar que el punto decimal se desplaza a la derecha seis lugares y n=-6

Debe considerarse los dos aspectos siguiente.

Que n=0 se usa para los números que no se expresan en notación científica. Por ejemplo 94.2 x 10^0 (n=0) equivale a 94.2.
En la practica usual se omite el exponente cuando n=1. Así pues la notación científica de 94.2 es 9.42 x 10 y no 9.42 x 10^1.

El manejo de la notación cientifica es muy sencilla, pero se verá en otro capitulo.

Mediciones

2010-06-15T15:08:00.000-07:00

Mediciones

Los químicos frecuentemente realizan mediciones que son utilizadas en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas. Con ayuda de instrumentos es posible medir las propiedades de una sustancia; Por ejemplo: con una cinta métrica se mide la longitud, con pipeta, bureta, probeta graduada o un matraz volumétrico es posible medir el volumen, con la balanza, la masa y con un termómetro, la temperatura. Estos instrumentos nos sirven para realizar mediciones de propiedades macroscópicas, las propiedades microscópicas se pueden determinar con métodos indirectos que AQUI son analizados.

Es importante señalar que una cantidad medida suele describirse como un numero con una unidad apropiada. Pongamos un ejemplo afirmar que un vaso contiene 3 no tiene ningún sentido. Es necesario especificar que contiene 3 onzas, litros, mililitros, gramos, o la unidad de la que se trate.

Durante mucho tiempo, los científicos registraron las mediciones en unidades métricas. Sin embargo, en 1960 se propuso un sistema métrico revisado al que se llamó Sistema Internacional de Unidades (SI).

Pero cuales son las unidades del Sistema Internacional de Unidades?

Masa y Peso

Aunque estos dos términos suelen utilizarse indistintamente, se trata de cantidades diferentes. Por un lado la masa es la cantidad de materia de un objeto. Mientras que el peso es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto.La unidad básica de masa del SI es el Kilogramo (Kg), sin embargo en Química es mas practico utilizar el gramo que es la unidad mas pequeña con respecto al Kilogramo.

1kg = 1000 g = 1 x 10^3 g

Es buen momento para dar a conocer los prefijos usados en el SI, que al colocarlos antes de la unidad nos indican la relación que tiene esta unidad que puede ser mas grande o chica:

Prefijo -- Simbolo ------- Significado------------------ Ejemplo---------------
tera- ........... T ...... 1 000 000 000 000 o 10^12 ...... 1 Terametro (Tm) = 1*10^12 m

giga- ............ G ............. 1 000 000 000 o 10^9 ......... 1 Gigámetro (Gm) = 1*10^9 m

mega- ......... M ......................1 000 000 o 10^12 ...... 1 Megámetro (Mm) = 1*10^6 m

kilo- ............. k ............................... 1 000 o 10^6 ......... 1 kilómetro (km) = 1*10^3 m

deci- ............ d ............................... 1/10 o 10^-1 ......... 1 decímetro (dm) = 0.1 m

centi- ............c .............................. 1/100 o 10^-2 ......... 1 centímetro (cm) = 0.01 m

mili- ............. m .......................... 1/1 000 o 10^-3 ........ 1 milímetro (mm) = 0.001 m

micro- .......... µ ................. 1/ 1 000 000 o 10^-6 ........ 1 micrómetro (µm) = 1*10^-6 m

nano- ............ n..........1/ 1 000 000 000 o 10^-9 ......... 1 nanometro (nm) = 1*10^-9 m

pico- ............ p...1/ 1 000 000 000 000 o 10^-12 ....... 1 picometro (pm) = 1*10^-12 m

Ahora explico, sabemos que la unidad de masa en el SI es el kilogramo, con esta tabla podemos darnos cuenta que el prefijo kilo- significa: Mil (10^3) es decir 1000 gramos.

Volumen

La unidad de longitud del SI es el metro (m) y la unidad derivada del SI para volumen es el metro cúbico (m^3). No obstante, como en química se trabaja con volúmenes mucho mas pequeños, se emplea el centímetro cúbico (cm^3) y en ocaciones con el decímetro cubico (dm^3).

1 cm^3 = (1*10^-2 m)^3 = 1*10^-6 m^3

1dm^3 = (1*10^-1 m)^3 = 1*10^-2 m^3

Otra unidad de volumen muy utilizada es el Litro (L). Un litro es igual a un decímetro cubico y el volumen de un litro es igual a 1000 mL (mililitros) o 1000cm^3.

Densidad

Sabemos que la densidad es igual a masa sobre volumen; como lo representa la siguiente formula:

d = M / V

Si conocemos que la unidad del SI para Masa (M) es el kilogramo y del Volumen (V) es el Metro Cúbico, para la densidad (d) sera el Kilogramo por Metro Cubico.

De igual manera esta unidad es demasiado grande para las cantidades manejadas en el laboratorio por lo que los quimicos utilizan el gramo por centímetro cubico ( gr/cm^3 ).

1g/cm^3 = 1g/mL = 1000Kg/m^3

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Clasificación de la Materia

2010-06-14T16:13:00.000-07:00

Ya sabemos que la Química es la ciencia que estudia la materia (estructura, composición y propiedades) Pero...

Cómo se clasifica la materia?

Los químicos distinguen varios subtipos de materia con base a su composición y propiedades. La clasificación de la materia incluye:

Mezclas, y
Sustancias.

Una mezcla es una combinación de dos o mas sustancias en la que estas conservan sus propiedades distintivas. Algunos ejemplos familiares son el air

e, los refrescos, el agua de mar, etc.

Las mezclas a su ves las podemos diferenciar en Mezclas Homogéneas y Mezclas Heterogéneas.

Serán mezclas homogéneas en las que la composición de la mezcla es uniforme, y serán mezclas heterogéneas en las que su composición no es uniforme.

Ejemplos:

*Mezcla Homogénea: Agua con sal.

*Mezcla Heterogénea: Arena y virutas de hierro.

Tips para recordar:

El prefijo Homo- viene del griego y significa "igual", por lo que en una mezcla uniforme cada parte se verá igual.

El prefijo Hetero- también viene del griego distinto, y como sabemos que una mezcla que es distinta en cada parte, NO es uniforme, así podremos identificar siempre si una mezcla es homogénea o heterogénea.

Ahora pasemos a las Sustancias:

Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades distintivas. Son ejemplos de ello el agua, amoniaco, azúcar de mesa, oro, plata y Oxigeno. Las sustancias difieren de si por su composición y se pueden identificar según su aspecto, color, sabor y otras propiedades.

Así mismo las sustancias, pueden ser Compuestos o Elementos; Es mus fácil entender esta parte elementos serán las sustancias que ya no se pueden separar en otras mas sencillas por métodos químicos. Es preciso puntualizar que es momento de ver la tabla periódica (hay un link en el area de Enlaces o Links, para una tabla periódica interactiva), cada letra o dos letras (una mayúscula y minúscula) es la forma de representar un elemento, es dec

ir:

"Au" es la forma en que representamos al elemento Oro, "Hg" es como representamos al Mercurio, H al hidrogeno, etc.

Una vez aclarado lo anterior un compuesto será la unión de varios elementos (Por ejemplo, H2O "Agua") en proporciones definidas.

Tips para recordar:

Qué es la Química?

2010-06-14T14:14:00.000-07:00

Primero que nada, Qué es la Química?

La química es la ciencia que se encarga del estudio de la materia. Es decir, su composición, estructura y propiedades; Así como también los cambios que experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. La química es la evolución de la alquimia, para pasar de algo ocultista a una Ciencia Exacta.

Podemos clasificar a la química en dos grandes ramas: "Química Orgánica" y "Química Inorgánica".

Química Orgánica: También denomina Química del Carbono es la rama de la química que estudia una extensa gama de moléculas que contienen Carbono formando enlaces covalentes Carbono-Carbono o Carbono-Hidrógeno (COMPUESTOS ORGÁNICOS). Son conocidos como los padres de la Química Friedrich Wöhler y Archibald Scott.
Química Inorgánica: Se encarga del estudio de la formación, composición, estructura y reacciones que se llevan a cabo con elementos y compuestos inorgánicos; es decir, todos aquellos que no poseen enlaces Carbono-Hidrógeno, ya que estos pertenecen a la química orgánica.
A pesar de que es bastante clara la diferencia entre Química Organica e Inorgánica, hay algunos compuestos que poseen ambas características, ejemplo de ello: "La Química Organometálica."

De igual manera hay muchas formas de clasificar la Química: analítica, experimental, aplicada, pura, petroquímica, bioquímica, Termoquímica, etc.