1. El Método y la medida

 

 

1.1.Magnitudes físicas fundamentales y derivadas.

Magnitud es toda propiedad física o química de los cuerpos que puede medirse, es decir, que puede establecerse de forma objetiva. Las propiedades que no pueden establecerse de forma objetiva, o sea las subjetivas, no son magnitudes físicas.

Ejemplos:

• La velocidad es una magnitud física porque se puede medir de forma objetiva.
• La belleza no es una magnitud física porque no se puede medir de forma objetiva, es una propiedad subjetiva, depende de cada persona.

Las magnitudes se pueden clasificar en magnitudes fundamentales y magnitudes derivadas.

1. Magnitudes fundamentales son aquellas escogidas para describir todas las demás magnitudes. Sólo siete magnitudes son necesarias para una descripción completa de la física y de la química:

·        Longitud

·        Masa

·        Tiempo

·        Temperatura

·        Intensidad de corriente eléctrica

·        Intensidad luminosa

·        Cantidad de sustancia

2. Magnitudes físicas derivadas son el resto de las magnitudes. Estas magnitudes se pueden expresar mediante fórmulas que relacionan magnitudes fundamentales.

1.2 La medida. Unidades.

Medir una magnitud física es comparar cierta cantidad de esa magnitud con otra cantidad de la misma que previamente se ha escogido como unidad patrón. Por tanto, una unidad es una cantidad arbitraria que se ha escogido por convenio para comparar con ella cantidades de la misma magnitud.

Al igual que las magnitudes, tenemos unidades fundamentales y unidades derivadas. Unidades fundamentales son las correspondientes a las magnitudes fundamentales al igual que las unidades derivadas son aquellas con las que se miden las magnitudes derivadas.

1.3 Sistema Internacional de unidades.

Cuanto más generalizado sea el uso de una unidad más útil será. El comercio y la comunicación imponen el uso de unidades universales fáciles de comprender por todos. Un sistema de unidades es aquel en el que cada magnitud física viene medida por una unidad determinada y no por otra. El sistema de unidades utilizado en gran parte el mundo es el Sistema Internacional de Unidades (S.I.). En España es el Centro Español de Metrología el organismo encargado de velar por la aplicación del Sistema Internacional de unidades.

El Sistema Internacional consta de siete magnitudes y unidades fundamentales que son:

1.4.Sistema métrico decimal.

El sistema métrico decimal fue adoptado originalmente en Francia a finales del siglo dieciocho para ser posteriormente adoptado por la mayoría de los países.

Los múltiplos y submúltiplos de las unidades del sistema métrico representan potencias de diez de la unidad básica. En principio, la representación de los múltiplos son prefijos griegos mientras que la de los submúltiplos son prefijos latinos.

 

 

 

LONGITUD Para pasar de una otra hay que multiplicar (pasar a una unidad inferior) o dividir (pasar a una unidad superior) por diez en cada paso			MASA Para pasar de una otra hay que multiplicar (pasar a una unidad inferior) o dividir (pasar a una unidad superior) por diez en cada paso, salvo en el primero y último que son mil veces mayores / menores			TIEMPO
			t	tonelada
km	kilómetro		kg	kilógramo		1 día = 24 horas 1 h = 60 min 1 min = 60 s
hm	hectómetro		hg	hectógramo
dam	decámetro		dag	decágramo
m	metro		g	gramo
dm	decímetro		dg	decígramo
cm	centímetro		cg	centígramo
mm	milímetro		mg	milígramo
			μg	microgramo

 

VOLUMEN / CAPACIDAD
Para pasar de una otra hay que multiplicar (pasar a una unidad inferior) o dividir (pasar a una unidad superior) por mil en cada paso			Para pasar de una otra hay que multiplicar (pasar a una unidad inferior) o dividir (pasar a una unidad superior) por diez en cada paso			La magnitud volumen / capacidad se puede medir en litros o en m3 (en el SI)
km3	kilómetro cúbico		kl	kilólitro
hm3	hectómetro cúbico		hl	hectólitro
dam3	decámetro cúbico		dal	decálitro
m3	metro cúbico		l	litro		1 l = 1 dm3
dm3	decímetro cúbico		dl	decílitro
cm3	centímetro cúbico		cl	centílitro
mm3	milímetro cúbico		ml	milílitro		1 ml = 1 cm3

 2. La Materia

2. 1.Propiedades generales y específicas.

La materia tiene una serie de propiedades:

-         Propiedades extensivas. Las propiedades extensivas son propiedades generales que dependen de la cantidad de materia, por ejemplo, la masa, el peso, volumen, longitud, energía cinética, calor, etc. La tiene toda la materia, cualquier sustancia. No sirven para diferenciar unas sustancias de otras. Si yo digo que una sustancia tiene 3 kg de masa o que ocupa un volumen de 2 dm³, no me servirá para diferenciarla de otra porque puedo tener la misma masa y volumen de cualquier sustancia.

-         Propiedades intensivas. Las propiedades intensivas son propiedades específicas que no dependen de la cantidad de materia, por ejemplo: temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, calor específico, densidad, etc. Sólo la tienen determinados tipos de sustancia, e incluso una sustancia concreta; es decir, no son comunes a toda la materia. Por ejemplo, la densidad es diferente de unas sustancias a otras. 

2.2Densidad.

Densidad de un cuerpo es el cociente entre la masa de una determinada cantidad de materia y el volumen que ocupa.

La densidad es una magnitud derivada que en el sistema internacional de unidades se expresa como kg / m³. 

La masa y el volumen son propiedades generales o extensivas de la materia, es decir son comunes a todos los cuerpos materiales y además dependen de la cantidad o extensión del cuerpo. En cambio la densidad es una propiedad intensiva o característica de cada cuerpo, ya que nos permite identificar distintas sustancias. Por ejemplo, muestras de oro de diferentes masas, todas tienen la misma densidad. La densidad se puede calcular de forma directa midiendo la masa y el volumen de una muestra. 

2.3.Estados de agregación de la materia.

El estado de agregación de la materia (sólido, líquido, gaseoso) puede variar en función de las condiciones externas (presión y temperatura). Para unas determinadas condiciones, una sustancia concreta sólo se encontrará en un estado de agregación; es decir, en determinadas condiciones una sustancia se encontrará en estado sólido, en estado líquido o en estado gaseoso pero sólo en uno de ellos.

Cada uno de los estados de agregación tienen unas características que lo diferencian de los otros:

Resumiendo:

 

2.4.Cambios de estado.

Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias pasan de un estado de agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las partículas. La modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas fuerzas de cohesión pudiendo provocar un cambio de estado.

    El paso de un estado de agregación más ordenado a otro más desordenado (donde las partículas se mueven con más libertad entre sí) se denomina cambio de estado progresivo. Cambios de estado progresivos son:

-         El paso de sólido a líquido que se llama fusión. Ejemplo el hielo a agua líquida se funde.

-         El paso de líquido a gas que se llama vaporización. Ejemplo el agua líquida pasa a vapor de agua: evaporándose lentamente (secándose un recipiente o una superficie con agua) o al entrar en ebullición el líquido (hierve).

-         El paso de sólido a gas que se llama sublimación. Ejemplo el azufre o el yodo sólidos al calentarlos pasan directamente a gas.

    El paso de un estado de agregación más desordenado a otro más ordenado se denomina cambio de estado regresivo. Cambios de estado regresivos son:

-         El paso de gas a líquido que se llama condensación. Ejemplo en los días fríos de invierno el vapor de agua de la atmósfera se condensa en los cristales de la ventana que se encuentran fríos o en el espejo del cuarto de baño.

-         El paso de líquido a sólido que se llama solidificación. Ejemplo el agua de una cubitera dentro del congelador se solidifica formando cubitos de hielo.

-         El paso de gas a sólido que se denomina solidificación regresiva. 

2.5.Diferencias entre evaporación y ebullición.

  El cambio de estado de líquido a gas se denomina vaporización. La vaporización puede tener lugar de dos formas:

-         A cualquier temperatura, el líquido pasa lentamente a estado gaseoso, el proceso se denomina evaporación. El paso es lento porque son las partículas que se encuentran en la superficie del líquido en contacto con la atmósfera las que se van escapando de la atracción de las demás partículas cuando adquieren suficiente energía para liberarse. Partículas del líquido que se encuentran en el interior no podrán recorrer demasiado antes de ser capturadas de nuevo por las partículas que la rodean.

-         A una determinada temperatura determinada se produce el paso de líquido a gas en todo el volumen del líquido el proceso se denomina ebullición. Cualquier partícula del interior o de la superficie adquiere suficiente energía para escapar de sus vecinas, la energía se la proporciona la fuente calorífica que le ha llevado a dicha temperatura.

    Por tanto, el cambio de estado denominado vaporización se puede producir de alguna de estas formas:

-         Por evaporación que tiene lugar en la superficie del líquido, es lenta y  a cualquier temperatura, aunque aumenta la evaporación con la temperatura. Un ejemplo lo tenemos con el agua que se extiende por el suelo o la ropa mojada tendida, el proceso de secado es una evaporación del agua líquida. El agua contenida en un vaso también termina por desaparecer (se evapora), aunque la evaporación será mayor si aumentamos la superficie de contacto entre el agua y la atmósfera (por ejemplo echando el contenido del vaso en un plato).

-         Por ebullición que tiene lugar a una determinada temperatura (temperatura de ebullición), es tumultuosa y tiene lugar en cualquier parte del líquido (superficie o interior). El ejemplo lo tenemos en el agua, a medida que la calentamos la evaporación aumenta y llega un momento en el que salen burbujas de vapor de agua de cualquier parte del líquido y de forma tumultuosa (desordenadamente). 

2.6.Temperatura del cambio de estado.

Mientras tiene lugar un cambio de estado, la temperatura no varía se mantiene constante hasta que el cambio de estado se complete.

-         El cambio de estado de sólido a líquido (fusión) tiene lugar a la temperatura de fusión que coincide con la temperatura de solidificación (cambio de estado de líquido a sólido, solidificación).

-         El cambio de estado de líquido a gas que ocurre de forma tumultuosa tiene lugar a la temperatura de ebullición y coincide con la temperatura de condensación (gas a líquido).

    Mientras dure el cambio de estado, la energía implicada (calentando o enfriando) se utiliza en cambiar el estado de agregación de las partículas, manteniéndose constante la temperatura (la energía cinética media de las partículas no varía).

 

  

3. Clasificación de los sistemas materiales.

Hemos visto que una primera clasificación de la materia estaba en función de su estado de agregación (sólido, líquido, gaseoso). La clasificación que nos interesa en este apartado se corresponde con la composición del sistema material, de acuerdo con esto, los sistemas materiales se clasifican en:

·        Sustancias puras.

·        Mezclas de sustancias. Que a su vez se clasifican en:

o       Mezclas heterogéneas.

o       Mezclas homogéneas, habitualmente llamadas disoluciones.

Las sustancias presentes en una mezcla se pueden separar por medios puramente físicos (densidad, campo magnético, punto de ebullición, etc.). Seguidamente vamos a ver el significado de cada una de estas clases de sistemas materiales así como el tipo de método que se debe seguir para separar las sustancias en las mezclas.

  

3.1Mezclas heterogéneas.

Una mezcla heterogénea o sistema material heterogéneo es un sistema material formado por varias sustancias en el que su composición, estructura o propiedades no se mantienen en cualquier punto de su masa, pudiéndose percibir límites de separación entre regiones diversas.

Algunas veces no resulta fácil comprobar si un sistema material es una mezcla heterogénea. Puede que a simple vista encontremos cierta apariencia de regularidad y de uniformidad pero un análisis más cuidadoso puede advertirnos ciertas diferencias. La mayoría de los materiales de uso habitual son heterogéneos y sólo algunos pueden considerarse realmente homogéneos.

La forma de separar las sustancias que forman una mezcla utilizará algunas de las propiedades de las mismas, propiedades que sean diferentes entre las sustancias que la forman.

• Así, por ejemplo, si una de las sustancias es atraída por los imanes, utilizaremos un imán para separarla del resto de sustancias que forman la mezcla heterogénea.
• Si la diferencia es el tamaño de las sustancias que constituyen la mezcla heterogénea:
  • Si todas las sustancias son sólidas y el tamaño es muy diferente, podemos utilizar una criba para dejar pasar las más pequeñas y dejar en la criba las más grandes.
  • Para separar sólidos de líquidos podemos:
    • Si la densidad es muy diferente, sólido más denso que el líquido, podemos dejar sedimentar (dejar que con el tiempo el sólido se deposite en el fondo) y coger la parte superior (líquido) volcando ligeramente el vaso que lo contenga (decantación). Previamente podríamos haber centrifugado el sistema para que el sólido quedara más apelmazado en el fondo del vaso (centrifugación) y al volcar pudiéramos separa mayor cantidad de líquido.
    • También podríamos utilizar la filtración: tipo de criba en la que el tamaño de los agujeros es sumamente pequeño.
• Si queremos separar líquidos de diferente densidad y no miscibles (no se disuelven unos en otros) podemos utilizar el proceso anterior de decantación:
  • Volcando ligeramente el vaso que contiene los líquidos la fase superior la podemos trasvasar a otro recipiente y quedarnos en el vaso con la fase inferior (la de menos densidad).
  • Utilizando un embudo de decantación. El embudo de decantación tiene una salida en la parte inferior con una llave de forma que cuando se encuentren bien delimitadas las fases podemos ir separándolas abriendo la llave y separando la parte inferior. Con el embudo de decantación podemos lograr separaciones de líquidos por el método de decantación con una precisión mucho mayor que el simple volcado del vaso.

Resumen de métodos:

• Sólido de sólido:
  • Imantación si uno de ellos es atraído por imanes.
  • Manual si el tamaño lo permite.
  • Criba si son de diferentes tamaños.
• Sólido de líquido:
  • Sedimentación seguido de decantación.
  • Sedimentación y centrifugación, seguido de decantación.
  • Filtración.
• Líquido de líquido, no miscibles:
  • Decantación normal.
  • Decantación, utilizando el embudo de decantación.

No hay que olvidar que el utilizar uno u otro método depende de las características de las sustancias a separar y de qué interesa obtener de forma más pura.

  

3.2.Mezclas homogéneas o disoluciones.

Una mezcla homogénea es un sistema material homogéneo formado por varias sustancias. Las mezclas homogéneas se llaman disoluciones.

Nos encontramos con disoluciones de sustancias que se encuentran cualquier estado de agregación con otras sustancias que se encuentran en el mismo estado de agregación o en otro diferentes.

En una disolución denominamos disolvente a la sustancia de la mezcla que se encuentra en mayor proporción. Denominamos soluto a la sustancia o sustancias que se encuentran en menor proporción.

Como se ha dicho anteriormente, los  métodos de separación se basan en diferencias entre las propiedades físicas de los componentes de una mezcla. Para las disoluciones, los métodos más habituales son:

• Destilación. Este método consiste en separar los componentes de las mezclas basándose en lo volátiles que sean las sustancias que forman la mezcla se utilizan los destiladores. Una sustancia de punto de ebullición bajo se considera “volátil” en relación con las otras sustancias de puntos de ebullición mayor. Hay varios tipos de destilación, la más sencilla es la destilación simple en la que el proceso se lleva a cabo por medio de una sola etapa, es decir, que se evapora el líquido de punto de ebullición más bajo (calentando la mezcla) y se condensa por medio de un refrigerante.
• Evaporación y cristalización:
  • La evaporación consiste en eliminar el disolvente líquido, quedándonos con el soluto. Para favorecer la evaporación podemos calentar la mezcla o dejar que ocurra lentamente.
  • La cristalización es el depósito del sólido disuelto en el líquido por alguno de los siguientes motivos:
    • Por enfriamiento, habitualmente se disuelven mejor los sólidos en los líquidos la aumentar la temperatura. Si nosotros enfriamos deberá tener menos sólido disuelto en el líquido, el sólido que sobra acabará depositándose en el fondo del recipiente (cristalización).
    • Por evaporación, al disminuir la cantidad de disolvente deberá tener menos sólido disuelto, el que vaya sobrando a medida que se evapore el líquido se depositará en el fondo del recipiente (cristalización).
• Extracción.  Consiste en separar varios solutos disueltos en un disolvente. Se utiliza la diferencia de solubilidad (ver apartado cuarto) de cada soluto en diferentes disolventes. Se añade un disolvente inmiscible (que no se disuelve) con el disolvente de la mezcla, los solutos se distribuyen entre los dos disolventes: alguno de los solutos será más soluble en el primer disolvente y otro de los solutos en el segundo disolvente. Posteriormente las dos fases se separan como mezclas heterogéneas, por decantación en este caso.
• Cromatografía.  Las sustancias a separar se distribuyen entre dos fases según la tendencia que tengan a estar más en una de las fases o en la otra. Una fase es la denominada móvil, la que avanza, y la otra es la fase fija. Los más solubles o que retiene mejor la fase fija retrasan su avance y, de esta forma, se separan de los que retiene mejor la fase móvil.

3.3.Sustancias puras.

Son sistemas materiales homogéneos formados de un solo tipo de sustancia. Pueden ser de dos tipos:

• Simples o elementos. Son sustancias de composición simple y que no pueden descomponerse en otras más sencillas por métodos químicos ordinarios. Son los elementos químicos.
• Compuestos. Son sustancias formadas por la unión química, o combinación, de dos o más elementos en proporciones fijas, siendo las propiedades del compuesto diferentes de las de sus elementos constituyentes. Los compuestos se pueden descomponer en los elementos que los constituyen por métodos químicos habituales.

 3.4¿Cómo diferenciar compuestos de disoluciones (mezclas homogéneas)?

 

3.5.Las disoluciones y la teoría cinético molecular.

Durante el proceso de disolución se produce un reajuste entre las sustancias que forman los componentes de la mezcla homogénea:

 

Si el soluto es un sólido, se rompe la estructura rígida del mismo por la atracción de las partículas del disolvente.

una vez disgregadas las partículas del sólido se integran en los huecos de las del disolvente.

Si el soluto es gas o líquido, la disolución es más fácil dado que no hay que disgregar ninguna estructura rígida.

Al integrarse las partículas del soluto en huecos de las del disolvente, el volumen final de la disolución no será la suma de los volúmenes individuales.

  

Disoluciones verdaderas.

Por definición las disoluciones son mezclas homogéneas en las que no es posible distinguir las partículas de los componentes. Las disoluciones verdaderas son aquellas en las que los componentes son de magnitud molecular. Se consideran verdaderas aquellas en las que el tamaño de las partículas que las componen son inferiores a un nanómetro (10⁹ m).

Las disoluciones se pueden clasificar de forma cualitativa en función de la relación entre soluto y disolvente:

• Disoluciones diluidas: Cuando la cantidad de soluto de la disolución es muy pequeña.
• Disoluciones concentradas: Cuando la cantidad de soluto de la disolución es muy elevada aunque todavía puede disolverse más soluto.
• Disoluciones saturadas: Cuando en la disolución se ha llegado al máximo de soluto que pueda admitir. Si echamos más soluto no se disolverá.
• Disolución sobresaturada: Cuando en la disolución hay más soluto del que admite la misma a dicha temperatura, tiene más soluto disuelto que en la disolución saturada. Se consigue evaporando disolvente o bajando la temperatura (baja la solubilidad), en dichas condiciones se alcanza la saturación llegando a sobrepasarla. Es una situación inestable en la que el más ligero movimiento hará precipitar el soluto sobrante

Normalmente los conceptos de disolución diluida y concentrada se usan para realizar comparaciones entre dos disoluciones: La disolución A es más concentrada que la B, o la disolución B es más diluida que la A.

  

Concentración de una disolución.

La concentración de una disolución expresa de forma numérica la proporción entre el soluto y el disolvente de una disolución.

La proporción se expresa de diversas formas: gramos / litro de disolución; tanto por ciento en peso, molaridad, molalidad, normalidad, fracción molar, etc. Nos vamos a quedar con las dos primeras formas.

1. Gramos por litro de disolución. Expresa la cantidad de soluto en gramos dividido por el número de litros de la disolución:

 

Ejemplo 1. Hay que preparar un litro de una disolución de 20 g / l de sal en agua. ¿Cómo se hace?

·        Pesar 20 g de sal

·        Disolver en un poco de agua (sin llegar al litro).

·        Una vez disuelta se debe seguir echando agua hasta que el volumen total de la disolución sea de 1 l. Ojo, no echamos un litro de agua, echamos agua hasta completar un litro de disolución.

Ejemplo 2. ¿Cómo preparar 2,5 litros de una disolución de 10 g/l de sal en agua?

·        Primero calculamos la cantidad de soluto necesaria:

·        Se pesan 25 g de la sal.

·        Se disuelven en agua (sin llegar al volumen total del enunciado).

·        Una vez disuelta se debe seguir echando agua (disolvente) hasta que la disolución alcance el volumen total pedido en el enunciado (2,5 litros).

 

2. Tanto por ciento en peso. Expresa el número de gramos de soluto contenidos en 100 gramos de disolución:

Teniendo en cuenta que la masa de la disolución es la suma de la masa de soluto más la de disolvente (ojo las masas sí se suman, no los volúmenes), la fórmula anterior quedaría de esta forma:

 

Ejemplo 1.  Se quieren preparar 100 g de una disolución del 5% en peso de sal en agua. ¿Cómo se hace?

·        Primero debemos calcular la cantidad de soluto (sal) que debemos pesar.

·        Se pesan 5 g de la sal.

·        Se disuelven en agua (sin llegar al total de la masa de disolución del enunciado).

·        Una vez disuelta se debe seguir echando agua (disolvente) hasta que la disolución alcance la masa total de 100 g.

Ejemplo 2. Disolvemos 20 g de sal en 180 g de agua. ¿Cuál es su concentración en tanto por ciento en peso?

 

Solubilidad en agua y temperatura.

La solubilidad es la concentración de la disolución saturada. Depende de varios factores, entre ellos de la temperatura y se suele expresar en gramos del soluto por cada 100 cm³ de disolvente. Si la queremos expresar en g soluto / l de disolvente deberemos multiplicar la anterior por diez.

La solubilidad de casi todas las sustancias sólidas en líquidos, aumenta con la temperatura. La influencia de la temperatura en la solubilidad se refleja en las curvas de solubilidad.

Las curvas de solubilidad representan la concentración a la que el soluto se encuentra saturado. Se representa en el eje de abscisas (eje de las X) la temperatura, y en el eje de ordenadas (eje de las Y) la solubilidad (concentración en gramos de soluto por cada 100 cm³ de agua o concentración en gramos de soluto por litro de disolvente).

Los gases disminuyen su solubilidad en los líquidos al aumentar la temperatura.  

 

4. El átomo 

4.1-Teorías atómicas

Seguidamente se expone un pequeño resumen de las teorías atómicas que te serán de utilidad en este curso, para más información acude a tu libro de texto o apuntes.

Teoría atómica de Dalton

Se puede resumir en estos puntos:

-          Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

-          Todos los átomos de un elemento químico son iguales.

-          Los átomos de diferentes elementos químicos son diferentes.

-          Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

-          Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, formando “átomos compuestos” (hoy llamadas moléculas).

Aunque con errores como el no tener en cuenta la existencia de isótopos o la falta de explicación de la estructura interna del propio átomo, este modelo se puede considerar como uno de los pilares de la química (presionando la fotografía se verán unas moléculas dibujadas por Dalton utilizando su modelo)

 

Modelo atómico de Thomson

Supuso que el átomo era una especie de pudín formado por una masa positiva en la que se encontraban insertados los electrones (partículas que Thomson identifico). Ciertamente no tuvo en cuenta la existencia de protones ni de neutrones que fueron descubiertos posteriormente.

Modelo de Rutherford

Su modelo se basa en un experimento que podrás ver en el libro. Su modelo nos muestra un átomo prácticamente vacío en el que casi toda la masa se concentra en una región muy pequeña llamada núcleo. El núcleo contiene toda la carga positiva. Por tanto, el núcleo contendría los protones (carga positiva) y neutrones (descubiertos más adelante por Chadwick). El resto del átomo contiene la carga negativa pero su masa es despreciable (los electrones tienen una masa unas 1840 veces inferior a la del neutrón o la del protón).

Para hacerse una idea sería como si se encontrase una mosca en una catedral. La catedral sería el átomo y la mosca su núcleo.

Modelo atómico de Bohr

Lo que te interesa de este modelo es que realiza una explicación bastante acertada de cómo se encuentran los electrones en el átomo. Se basa en el modelo de Rutherford (núcleo y corteza) y explica que los electrones deben estar girando en determinadas órbitas alrededor del núcleo y sólo en esas órbitas. Las órbitas que él supuso eran circulares aunque posteriores variaciones del modelo atómico introdujeron las órbitas elípticas.

4.2.Estructura del átomo

El átomo está compuesto de las siguientes partes:

• Un núcleo muy pequeño en el que se encuentra casi toda la masa y en el que se encuentra la carga positiva del átomo.
• La corteza o resto del átomo que rodea el núcleo, tiene una masa despreciable desde un punto de vista químico y contiene toda la carga negativa del átomo.

Las partículas más estables del átomo y que nos interesan en química son:

Número atómico

Número atómico es el número de protones que contiene el núcleo, se representa con la letra Z. El número atómico sirve para diferenciar unos elementos de otros:

Dos elementos iguales siempre tienen el mismo número de protones (mismo número atómico). Ejemplo: Cualquier átomo de hidrógeno siempre tendrá un protón.

Dos elementos diferentes nunca tienen el mismo número de protones (distinto número atómico). Ejemplo: La diferencia entre el hidrógeno y el helio, es que el hidrógeno (Z=1) tiene un protón y el helio (Z=2) tiene dos protones.

Si el átomo es neutro (mismo número de cargas positivas y negativas), el número atómico coincide con el número de electrones, sólo en este caso.

 Número másico

Número másico es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, el número total de protones (p) más neutrones (n) del átomo (p+n). Se representa con la letra A.

Isótopos

Los isótopos son átomos de un mismo elemento (una misma Z) que tienen diferente número másico (A). Es decir, átomos que tienen el mismo número de protones (Z) pero diferente número de neutrones (A=p + n cambia).

Ejemplo de isótopos.

Tengamos el átomo y el átomo . Ambos son del mismo elemento (Boro) dado que los dos tienen de número atómico 5 (número de protones del núcleo), se diferencian en el número másico. Uno de ellos tiene 11 de número másico y el otro 10. Ambos átomos del mismo elemento que se diferencian en el número másico se denominan isótopos de dicho elemento. Como el número másico es la suma de protones y neutrones, tendremos:

:  A = p + n  ;  11 = 5 + n  ;  n = 11 -  5 =  6 neutrones

:  A = p + n  ;  10 = 5 + n  ;  n = 10 -  5 =  5 neutrones

Por tanto los isótopos del mismo elemento se diferencian en el número de neutrones.

Por último, existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos.

Iones

Son átomos cargados (positivos o negativos). Como el núcleo es intocable con las energías que aparecen en las reacciones químicas, la única forma de que un átomo se cargue eléctricamente es quitando o poniendo electrones:

• Iones positivos, también llamados cationes, son átomos que han perdido electrones. Cada electrón que pierden es una carga positiva que queda en exceso en el núcleo.
• Iones negativos, también llamados aniones, son átomos que han ganado electrones. Cada electrón que ganan es una carga negativa en exceso sobre los protones del núcleo.

Los átomos neutros tienen tantos protones (carga positiva) como electrones (carga negativa). Como ambas partículas tienen la misma carga pero con distinto signo, al tener la misma cantidad de ambas el átomo es neutro.  Cuando quitamos electrones quedan más cargas positivas que negativas. Cuando añadimos electrones tenemos más cargas negativas que positivas.

Representación

Se utiliza el siguiente sistema de símbolos para representar un átomo o conjunto de átomos:

 

Donde X será el símbolo del elemento. Z es el número atómico y A el número másico. Como comprenderás no siempre se colocan todos estos símbolos rodeando al elemento, se ponen aquellos que interesan.

Ejemplos:

1. La información que podemos extraer de esta representación es la siguiente:

-          Se trataría del Selenio (Se)

-          Tiene de número atómico 34 (Z=34, 34 protones)

-          Tiene de número másico 78: A=78, A-Z= n, 78-34=44 neutrones.

-          El número de electrones es igual al de protones dado que el átomo es neutro (no pone nada en la esquina superior derecha); por tanto al ser Z=34 tiene 34 protones y tendrá el átomo neutro 34 electrones (e^-).

 

2. La información que podemos extraer de esta representación es la siguiente:

-          Se trataría del Selenio (Se)

-          Tiene de número atómico 34 (Z=34, 34 protones)

-          Tiene de número másico 78: A=78, A-Z= n, 78-34=44 neutrones.

-          El número de electrones no puede ser 34 dado que el átomo está cargado negativamente (ion negativo o anión). El número de electrones es 34 + 2 = 36 e^- : 34 electrones (que equilibran a los 34 protones) más dos cargas negativas que tiene, véase esquina superior derecha.

Masa atómica

Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica, se representa con los símbolos ‘u’ o ‘uma’. La unidad de masa atómica equivale a 1,66·10-²⁷kg; es decir, 0,00000000000000000000000000166 kg. Equivale a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12.

Si un elemento tiene varios isótopos, el valor que se toma como masa atómica es el promedio de las masas de los isótopos según su abundancia en la naturaleza.

 

Configuración electrónica. Números cuánticos. Definiciones

 

 

 

 

    Configuración electrónica

 

 

    Números cuánticos

 

 

 

 

 

 

Configuración electrónica

Como sabes en la corteza atómica se encuentran los electrones moviéndose alrededor del núcleo atómico.

Los electrones se encuentran en la corteza en diferentes capas o niveles. En cada capa o nivel se puede situar un número máximo de electrones que viene dado por la expresión:   nº electrones = 2·n², donde n es el número de orden de la capa o nivel.

A su vez, los electrones se encuentran en cada nivel distribuidos en diferentes subniveles denominados con las letras s, p d, f, etc. El número de electrones que cabe en cada subnivel es el siguiente:

 

 

El tipo de subnivel que puede tener un nivel dado depende del número de electrones máximo del mismo:

 

 

Para tener una idea muy aproximada de la distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles se utiliza el diagrama de Möller. Este diagrama indica el orden de llenado de los subniveles y niveles de energía de un átomo, de arriba hacia abajo, siguiendo el sentido de las flechas, hasta llegar al número de electrones que tiene dicho átomo.

 

 

 

Ejemplo.   Escribe la estructura electrónica (distribución de electrones en la corteza) del elemento Ho (Z = 67).

El número de protones coincide con el número atómico, es decir tendrá 67 protones. En el átomo neutro habrá tantos protones como electrones:  nº e^- = 67.  Dibujando el diagrama de Möller, se van cubriendo los huecos hasta alcanzar el número de 67 electrones. 

             La configuración electrónica es: 

            1 s²  2 s² p⁶  3 s² p⁶ d¹⁰  4 s² p⁶ d¹⁰  5 s² p⁶  6 s²  4 f¹¹ 

El subnivel que se está llenando se debe poner al final, en nuestro ejemplo 4 f¹¹.

En química resulta de importancia los electrones más lejanos al núcleo:

-          Electrones de los subniveles ‘s’ y / o ‘p’ del último subnivel.

-          Electrones de los subniveles  ‘d’ o ‘f’ que estén incompletos.

En nuestro ejemplo los electrones que resultan de interés en química serían 6 s²  4 f¹¹ al ser lo que están más lejos del núcleo, resultando más fácil que intervengan en las reacciones químicas habituales.

El resto de los electrones se encuentran en niveles / subniveles más unidos al núcleo, resultando más difícil extraerlos / moverlos a otros nivel en las reacciones químicas habituales.

  5. La Tabla Periódica. 

5.1.Breve historia del Sistema Periódico

En 1817, Dobereiner elaboró un documento que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades. Destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 se contaba con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.

En 1862 el francés Chancourtois pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y el inglés Newlands anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Aunque esta clasificación resulta insuficiente la tabla periódica comienza a ser diseñada.

En 1869, el alemán Meyer pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Simultáneamente con  el ruso Mendeleïev, presentan una primera versión de la tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Los elementos se clasificaban según sus masas atómicas, viéndose aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma “familia".

Para poder aplicar la ley que Mendeleïev creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convicción. Consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Cuando los elementos fueron descubiertos, ellos poseían las propiedades predichas.

Sin embargo aunque la la clasificación de  Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época como la del Te y la del I, y la de algún otro par de elementos.

Los gases nobles se incorporaron más adelante, cuando fueron descubiertos, como una columna más.

Fue a principios del siglo XX cuando Henry Moseley cuando se propuso la ordenación por número atómico y cuando se supo en realidad cuántos huecos había en la tabla periódico (elementos no identificados hasta el momento).

5.2.Grupos y períodos

El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas verticales) llamadas grupos.

Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos.

Los grupos largos tienen nombre propio:

 

Metales, no metales, gases nobles

Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.

Observa que puedes seguir una pauta muy sencilla para estudiar los no metales.

·     Los no metales comienzan en el grupo de los térreos con el primero (B).

·     La siguiente columna (grupo de los carbonoideos) son dos (C y Si).

·     La siguiente columna (grupo nitrogenoideos) son tres (N, P y As).

·     La siguiente columna (anfígenos) son cuatro (O, S, Se y Te).

·     La siguiente columna (halógenos) son cinco (F, Cl, Br, I y At).

·     Sólo queda el hidrógeno (H) que suele considerarse no metal.

Aprendiendo los no metales y la columna de los gases nobles, podrás saber si un elemento determinado es metal, no metal o gas noble: no metal o gas noble por haberlo estudiado, metal por exclusión. Este conocimiento resulta de importancia en la predicción del tipo de enlace entre átomos.

5.3.Tipos de elementos

1.   Los metales los solemos clasificar de la siguiente forma:

o     Metales reactivos. Se denomina así a los elementos de las dos primeras columnas (alcalinos y alcalinotérreos) al ser los metales más reactivos por regla general.

o     Metales de transición. Son los elementos que se encuentran entre las columnas largas, tenemos los de transición interna (grupos cortos) y transición externa o tierras raras (lantánidos y actínidos).

o     Otros metales. Son los que se encuentran en el resto de grupos largos. Algunos de ellos tienen propiedades de no metal en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).

2.   Los no metales, algunos de los cuales, los que se encuentran cerca de la línea de separación metal / no metal, tienen un comportamiento metálico en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).

3.   Gases Nobles o gases inertes.

 

5.4.Propiedades de los elementos según su tipo

1.   Propiedades de los metales.

Por regla general los metales tienen las siguientes propiedades:

·     Son buenos conductores de la electricidad.

·     Son buenos conductores del calor.

·     Son resistentes y duros.

·     Son brillantes cuando se frotan o al corte.

·     Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas.

·     Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.

·     Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados.

·     Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.

·     Poseen elevadas densidades; es decir, tienen mucha masa para su tamaño: tienen muchos átomos juntos en un pequeño volumen.

·     Algunos metales tienen propiedades magnéticas: son atraídos por los imanes.

·     Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. Las aleaciones suman las propiedades de los metales que se combinan. Así, si un metal es ligero y frágil, mientras que el otro es pesado y resistente, la combinación de ambos podrías darnos una aleación ligera y resistente.

·     Tienen tendencia a formar iones positivos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

·     El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente.

·     El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)

 

2.   Propiedades de los no metales:

·     Son malos conductores de la electricidad.

·     Son malos conductores del calor.

·     Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.

·     No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. Su superficie no es tan lisa como en los metales.

·     Son frágiles, se rompen con facilidad.

·     Tienen baja densidad.

·     No son atraídos por los imanes.

·     Tienen tendencia a formar iones negativos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

·     El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza.

·     El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.

 

3.   Semimetales o metaloides.

Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento.

 

4.   Hidrógeno.

Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos.

 

5.   Gases Nobles o Gases Inertes.

La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento ni forman iones.

 

  

 

 

6. Enlace químico 

Enlace iónico.

   Consideraciones básicas

¿Qué es el enlace iónico?

Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades muy diferentes. Se produce una cesión de electrones del elemento menos electronegativo al mas electronegativo y se forman los respectivos iones positivos (los que pierden electrones) y negativos (los átomos que ganan los electrones).

Este tipo de enlace suele darse entre elementos que están a un extremo y otro de la tabla periódica. O sea, el enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales) y elementos poco electronegativos (metales).

 

¿Qué mantiene la unión?

La fuerza de atracción entre las cargas positivas y las cargas negativas que se forman; es decir, la fuerza de atracción entre los cationes y los aniones.

 

¿Se forman moléculas?

No, se forman redes cristalinas (ordenadas). Por tanto, los iones que se forman con este enlace no forman moléculas aisladas sino que se agrupan de forma ordenada en redes en las que el número de cargas positivas es igual al de cargas negativas, compuesto es neutro.

La fórmula que habitualmente se da es una fórmula empírica.

 

   Propiedades

·      Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Sólidos a temperatura ambiente. La red cristalina es muy estable por lo que resulta muy difícil romperla.

·      Son duros (resistentes al rayado).

·      No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la corriente eléctrica.

·      Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y puede conducir la electricidad en dicha situación.

·      Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo conducir la electricidad.

Enlace covalente.

   Consideraciones básicas

¿Qué es el enlace covalente?

Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre dos átomos. Cada par de electrones que se comparten es un enlace.

Este tipo de enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales).

Los electrones que se comparten se encuentran localizados entre los átomos que los comparten.

 

¿Qué mantiene la unión?

La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de los electrones que se comparten.

 

¿Se forman moléculas?

Tenemos moléculas como tales en el caso de las sustancias moleculares. Si los átomos que se unen con enlace covalente forman 'sólidos covalentes' o 'redes covalentes', no tendremos moléculas como tales entidades que se puedan aislar.

   Sustancias moleculares

Están constituidas de moléculas; es decir, agrupaciones de un número concreto de átomos que se encuentran unidos dos a dos mediante enlace covalente. Se representa mediante la fórmula molecular.

Son las únicas sustancias que podemos considerar que tienen moléculas como tales entes que se pueden aislar.

 

Propiedades.

Son las habituales de los enlaces covalentes:

·      Temperaturas de fusión bajas. A temperatura ambiente se encuentran en estado gaseoso, líquido (volátil) o sólido de bajo punto de fusión.

·      La temperaturas de ebullición son igualmente bajas.

·      No conducen la electricidad en ningún estado físico dado que los electrones del enlace están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los átomos que los comparten.

·      Son muy malos conductores del calor.

·      La mayoría son poco solubles en agua. Cuando se disuelven en agua no se forman iones dado que el enlace covalente no los forma, por tanto, si se disuelven tampoco conducen la electricidad.

   Sólidos covalentes o redes covalentes

En los sólidos covalentes no se forman moléculas. Los enlaces covalentes permiten asociaciones de grandes e indeterminadadas cantidades de átomos iguales o diferentes cuando esto ocurre no se puede hablar de moléculas, sino de redes cristales covalentes. La fórmula de las redes covalentes es al igual que la de las sustancias iónicas, una fórmula empírica.

 

Propiedades

Algunas son similares a las de las sustancias moleculares

·      No conducen el calor ni la electricidad.

·      Son insolubles en agua.

A diferencia de las sustancias moleculares:

·      Presentan temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente.

·      Son muy duros (resistencia a ser rayado).

 Enlace metálico.

   Consideraciones básicas

¿Qué es el enlace metálico?

Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto..

Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales).

Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

 

¿Qué mantiene la unión?

La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de la nube de electrones.

 

   Propiedades

·      Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido).

·      Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos).

·      Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos caso, la estructura cristalina se rompe.

·      Son en general duros (resistentes al rayado).

·      La mayoría se oxida con facilidad.

 

   Aleaciones

Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.

Análisis del tipo de enlace más probable.

   Según el tipo de átomos que forman las sustancia

·      Si se produce entre elementos que tienen muy diferente electronegatividad, entre metales (baja electronegatividad) y no metales (alta electronegatividad): Enlace iónico.

·      Si se produce entre elementos que tienen alta electronegatividad pero muy parecida (no metal con no metal): Enlace covalente.

·      Si se produce entre elementos que tienen baja electronegatividad y muy parecida (metal con metal): Enlace metálico.

   Según las propiedades de la sustancia

Por ejemplo se puede utilizar una tabla como la siguiente y analizar dónde se produce el mayor número de respuestas afirmativas:

 

Fórmulas químicas

La fórmula química es la representación simbólica de las formas que adoptan los elementos para formar una molécula.

   Fórmula molecular.

·      La fórmula molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento que está presente en la unidad más pequeña de una sustancia.

·      Son las fórmulas verdaderas de las moléculas.

 

   Fórmula empírica

·      La fórmula empírica indica los elementos que están presentes en la sustancia y la proporción en que se encuentran, expresada en números enteros lo más pequeños posibles.

·      Coincide con la fórmula molecular cuando las sustancias presentan moléculas aisladas (sustancias moleculares). En algunos casos (sustancias orgánicas habitualmente) la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica.

 

 

 

7. Reacción química.

Es un proceso en el cual unas sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otras llamadas productos. Los reactivos rompen sus enlaces originales para formar otro tipo de enlaces diferentes y distribuyendo sus átomos también de manera diferente.

Las sustancias que reaccionan (reactivos) se deben encontrar (chocar) con suficiente energía. Al chocar se romperán todos o algunos de los enlaces que tienen las moléculas que reaccionan; los átomos o grupos de átomos resultantes del choque reorganizarán sus enlaces, creándose otras sustancias diferentes a las iniciales (productos de la reacción).

Por tanto, en una reacción química tendrá lugar:

1.   Las sustancias que reaccionan (reactivos) se deben encontrar. Normalmente necesitaremos otras sustancias que sirvan como punto de encuentro de los reactivos, estas sustancias no se modificarán en el proceso y se denominan catalizadores.

2.   El choque que tiene lugar al encontrarse liberará suficiente energía para romper enlaces de las moléculas que participan en el fenómeno químico.

3.   Se formarán nuevos enlaces, con la consiguiente aparición de compuesto diferentes a los iniciales (productos).

Resumiendo, las características más relevantes de las reacciones químicas son:

1.   Tiene lugar un cambio en las propiedades de los cuerpos que reaccionan.

2.   Existe una variación de energía que se pone de manifiesto en el transcurso del proceso.

Representación de una reacción química.

A la izquierda pondremos la fórmula de los compuestos que reaccionan (reactivos) y a la derecha las fórmulas de los compuestos que se forman (productos). Entre medias pondremos una flecha  que señala el proceso de la reacción química.

Reactivos y productos tendrán un número delante de cada fórmula, el denominado coeficiente estequiométrico. Dicho coeficiente nos indica la proporción de moléculas con que reaccionarán los reactivos y la proporción de moléculas que obtendremos de productos.

También se suele poner después de cada fórmula una indicación del estado físico del compuesto por si fuera de interés:

(s)   si el compuesto se encuentra en estado sólido

(l)    si el compuesto se encuentra en estado líquido

(g)    si el compuesto se encuentra en estado líquido

(dis)  si el compuesto se encuentra disuelto (cualquier disolvente)

(aq)   si el compuesto se encuentra disuelto en agua

La energía que se produce o necesita la reacción también se suele indicar.

Por último si se desea señalar algo más sobre la reacción química (temperatura de la reacción, presión, catalizadores,...) se pondría encima o debajo de la flecha.

No olvides que al escribir las reacciones químicas ponemos a la izquierda los reactivos y a la derecha los productos pero que al ocurrir las reacciones ni los unos ni los otros se mueven del lugar en el que se encuentran. Las reacciones químicas tienen lugar en un recipiente (denominado reactor) y es en dicho lugar donde desaparecen los reactivos y aparecen los productos. La escritura a la izquierda de reactivos y a la derecha de los productos es una forma de representar el avance de la reacción pero no quiere decir que se desplacen de izquierda a derecha.

 

Ley de Lavoisier.

La 'Ley de Lavoisier' o 'Ley de conservación de la masa' dice que en todas las reacciones químicas, la suma de la masa de los reactivos debe ser igual a la suma de la masa de los productos. Como la masa es debida a los átomos que forman las sustancias, la ley de Lavoisier implica lo siguiente: "Los átomos se conservarán en una reacción química. Es decir, antes de la reacción y después de la reacción, tendremos el mismo número de átomos de cada uno de los elementos existentes. La única diferencia es que dichos átomos estarán unidos de otra forma"

 

Ajuste de una reacción química.

Esto se realiza colocando números delante de las formulas de manera que a ambos lados de la flecha se tenga el mismo numero y tipo de átomos. No olvides que sólo puedes cambiar los números que se ponen delante de las fórmulas (coeficientes estequiométricos), no se pueden tocar los subíndices de las fórmulas puesto que el compuesto cambiaría al modificar los subíndices. Como estos coeficientes afectan al número total de átomos que interviene en la reacción, ajustar una reacción química es hacer cumplir la ley de Lavoisier para la reacción escrita: igual número de átomos de cada elemento en reactivos y en productos.

1. Una forma de realizar el ajuste es por tanteo. Veamos un ejemplo:

a Fe  +  b O₂  →  c Fe₂O₃

El número de átomos de oxígeno (a) deberá ser divisible por 2 y por 3 porque cada molécula de O₂ contiene dos átomos de oxígeno y cada molécula de Fe₂O₃ contiene tres átomos de oxígeno. El menor número divisible por 2 y 3 es el 6. Por tanto, en la reacción pondremos como 'b' el número 3 (tres moléculas de oxígeno que son seis átomos):

a Fe  +  3 O₂  →  c Fe₂O₃

Para tener el mismo número de átomos de oxígeno en ambos lados, deberemos poner 'c' como 2 (3·2 = 6 átomos de oxígeno a la izquierda y 2·3 = 6 átomos de oxígeno a la derecha):

a Fe  +  3 O₂  →  2 Fe₂O₃

Por último, 'a' deberá ser 4 para que el número de átomos de Fe en ambos lados sea el mismo:

4 Fe  +  3 O₂  →  2 Fe₂O₃ 

2. Otra forma de realizar el ajuste de una reacción química es por el método matemático. Dicho método consiste básicamente en lo siguiente:

a.  Asigna una letra a cada coeficiente estequiométrico.  Conviene asignarlas por orden alfabético de izquierda a derecha.

b.  Cogemos el primer elemento de la izquierda y planteamos la ecuación que representa el balance de átomos de dicho elemento:

                  Nº de átomos del elemento en la izquierda = Nº de átomos del elemento en la derecha

c.  Continuando por la izquierda de la reacción química, planteamos otra ecuación para el siguiente elemento diferente. De esta forma tendremos el balance de átomos de todos los elementos diferentes que existen en la reacción química.

d.  Siempre tendremos una ecuación menos que incógnitas. En algún caso podríamos obtener más ecuaciones pero si nos fijamos bien veremos que algunas son equivalentes.

e.  Asignamos el valor 1 a la letra (incógnita) que queramos.

f.    Resolvemos el resto de las ecuaciones.

g.  Si en los resultados tenemos decimales o fracciones, debemos multiplicar todas las incógnitas por un mismo número de tal forma que desaparezcan

Tipos de reacciones químicas.

Las reacciones químicas se pueden clasificar en función del tipo de transformación en las siguientes:

1. Reacciones de combinación o síntesis

Ocurre cuando se unen dos o mas sustancias para formar otra sustancia, cuyas moléculas son el resultado de una reagrupación de átomos de los reactivos:     

A  +  B  →  AB

Ejemplo.  La síntesis del amoníaco:    N₂  +  3 H₂    →   2 NH₃

2. Reacciones de descomposición

Ocurre cuando a partir de un compuesto se forman dos o más sustancias:  

AB   →   A   +  B

Ejemplo.  La descomposición del carbonato cálcico:   CaCO₃   →   CaO   +  CO₂

3. Reacciones de desplazamiento o sustitución

En ellas un elemento de un compuesto es sustituido por otro que interviene en la reacción: 

A  +  BC    →  B  + AC

aquí el elemento B del compuesto BC es sustituido por el elemento A.

Ejemplo.  El desplazamiento del iodo por el bromo en el ioduro de sodio:   2 NaI  +  Br₂    →   2 NaBr  +  I₂

4. Reacciones de intercambio o doble sustitución

Ocurre cuando reaccionan dos compuestos que intercambian elementos, produciéndose dos nuevos compuestos:

AB  +  CD    →   CB  +  AD

Ejemplo.  La neutralización ácido - base:   HCl   +  NaOH    →   NaCl   +  H₂O