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Ejemplos de nomenclatura




El "sulfuro ferroso" será el nombre de la sal no oxigenada (-uro) formada a partir del ácido sulfhídrico (Azufre combinado con Hidrógeno) y el hidróxido ferroso (en el que el Hierro utiliza solamente 2 de sus 3 electrones compartibles).

El "cloruro férrico" será el nombre de la sal no oxigenada (-uro) formada a partir del ácido clorhídrico (Cloro combinado con Hidrógeno) y el hidróxido férrico (en el que el Hierro utiliza sus 3 electrones compartibles).

El "hipobromito cúprico" será el nombre de la sal oxigenada (-ito) formada a partir del ácido hipobromoso (óxido hipobromoso disuelto en agua en el que el Bromo utiliza la menor de sus posibilidades compartiendo solamente 1 de sus 7 electrones disponibles) y el hidróxido cúprico (en el que el Cobre utiliza sus 2 electrones compartibles).

El "sulfato cálcico" será el nombre de la sal oxigenada (-ato) formada a partir del ácido sulfúrico (óxido sulfúrico disuelto en agua en el que el Azufre utiliza la mayor de sus posibilidades compartiendo sus 6 electrones disponibles) y el hidróxido cálcico (en el que el Calcio utiliza su única posibilidad de ceder o compartir 2 electrones). Como el Calcio no tiene otra posibilidad, el óxido, el hidróxido y, en este caso, el sulfato sería suficiente denominarlos "de calcio", porque hay uno solo de cada tipo.

Por tanto es suficiente tener un buen conocimiento de los números de oxidación (valencias) de los elementos en sus combinaciones más comunes y de estas reglas para poder denominarlos adecuadamente, o para, a partir del nombre, poder escribir correctamente la fórmula del compuesto.

Lo que hemos dicho al hablar de los elementos químicos vale también para los compuestos, en lo que hace a "conocer la familia".
La práctica es la que permite reconocer fácilmente las diferentes fórmulas que representan los diferentes compuestos,
especialmente los que más utilicemos diariamente.
No es más difícil relacionar el nombre del sulfato cúprico con ese compuesto que relacionar a Arquímedes de Siracusa con la Filosofía griega.






Prof. Daniel Galatro


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Combinación de ácidos con hidróxidos


Combinación de los hidrácidos con los hidróxidos:

Las moléculas de hidrácidos son carenciadas electrónicamente, en tanto que las moléculas de los hidróxidos tienen la tendencia de ceder electrones.
Es lógico que, cuando los iones de un hidrácido colisionan con los iones de un hidróxido, se produzca una reacción química llamada "neutralización", en la que el H+ del hidrácido se combinará con el OH- para formar H2O (agua) (elemento abundantísimo en nuestra biosfera).

El ión negativo remanente del hidrácido y el ión positivo remanente del hidróxido, cuando el agua desaparezca del medio (por ejemplo, por evaporación) formarán un compuesto generalmente cristalino denominado "sal" que no contendrá oxígeno.

Combinación de los oxácidos con los hidróxidos:

También las moléculas de los oxácidos reaccionan con las moléculas de los hidróxidos para que ambas puedan disminuir su energía distribuyendo mejor sus electrones.
Cuando un oxácido choca con un hidróxido, se neutralizarán y formarán agua, dejando como remanentes sus iones que, al desaparecer el agua, se integrarán en una "sal" que contendrá oxígeno.

Reglas de nomenclatura de las sales:

· El nombre de una sal depende de los nombres de los ácidos e hidróxidos que la formaron. El ácido condiciona el primer término del nombre, en tanto que el hidróxido condiciona el segundo.
· Un ácido no oxigenado, cuyo nombre termina en "hídrico", formará una sal no oxigenada cuyo anión tendrá un nombre terminado en "uro". Por ejemplo, el "ácido clorhídrico" formará "cloruros".
· Un ácido oxigenado cuyo nombre es "hipo...oso", formará una sal oxigenada llamada "hipo...ito de...". Por ejemplo, el "ácido hipobromoso" formará "hipobromitos".
· Un ácido oxigenado cuyo nombre es "...oso", formará una sal oxigenada llamada "...ito". Por ejemplo, el "ácido nitroso" formará "nitritos".
· Un ácido oxigenado cuyo nombre es "...ico", formará una sal oxigenada llamada "...ato". Por ejemplo, el "ácido carbónico" formará "carbonatos".
· Un ácido oxigenado cuyo nombre es "per...ico", formará una sal oxigenada llamada "per...ato". Por ejemplo, el "ácido perclórico" formará "percloratos".

· En Argentina, suele utilizarse un poema sin sentido para estas reglas de nomenclatura de las sales oxigenadas: "oso chiquito, pico de pato", que posibilita recordar que "los ácidos terminados en oso dan sales terminadas en ito, y los ácidos terminados en ico dan sales terminadas en ato" (¿la conocías?).

· El aporte que al nombre de la sal realiza el hidróxido aparece, hemos dicho, en el segundo término del nombre. Si el hidróxido termina en "...oso" la sal terminará también en "...oso". Si el hidróxido termina en "...ico", la sal terminará también en "...ico"

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Combinaciones con oxígeno


· Cuando un elemento, metálico o no metálico se combina con oxígeno, forma siempre un óxido, en el que, compartiendo electrones con el oxígeno o cediéndoselos, el elemento queda con carga positiva.

El oxígeno siempre gana 2 electrones en la combinación.

Pero los óxidos de los metales no tienen igual comportamiento que los óxidos de los no metales, por los que los diferenciaremos a continuación.


Combinación de un metal con oxígeno:


· Cuando el óxido de un metal se disuelve en agua, forma un compuesto llamado "hidróxido", que tiene exceso molecular de electrones, es decir, tendencia a cederlos. Esta propiedad se denomina "carácter básico" y, por ello, los óxidos de los metales se denominan "óxidos básicos".

Combinación de un no metal con oxígeno:


· Cuando el óxido de un no metal se disuelve en agua, forma un compuesto llamado "ácido", que tiene defecto molecular de electrones, es decir, tendencia a ganarlos.
Esta propiedad se denomina "carácter ácido" y, por ello, los óxidos de los no metales se denominan "óxidos ácidos".

Como antiguamente estos óxidos se obtenían solamente por deshidratación de ácidos, se los suele denominar también "anhídridos" (sin agua).

Como los ácidos formados contienen oxígeno, pueden llamarse "oxácidos", para diferenciarlos de los "hidrácidos" que no lo contienen.

Reglas de nomenclatura de los óxidos:

Hay varias que se aplican simultáneamente.

Son fijadas por los Congresos de la IUC (International Union of Chemistry) y la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).

Veremos las de uso más frecuente.


· Como un elemento puede ceder o compartir uno o más de sus electrones de valencia, formará uno o más óxidos diferentes.


· Si solamente puede ceder o compartir un único número fijo de electrones, formará un único óxido que se denominará "óxido de ..." u "óxido ...ico".

Por ejemplo, el Aluminio, que sólo puede ceder 3 electrones, formará el óxido de aluminio: Al2O3 (también denominable "óxido alumínico").
· En cambio, el Hierro puede ceder o compartir, según la cantidad de oxígeno presente, 2 de sus electrones de valencia o los 3.

Esto hará que forme dos óxidos básicos diferentes.

El más habitual (en el que el Hierro cede 3 electrones) se denominará "óxido férrico" (Fe2O3), en tanto que aquél en el que, por no haber oxígeno suficiente, cede o comparte solamente 2 electrones, llevará el nombre de "óxido ferroso" (FeO).
· En general:

Si hay solamente una cantidad fija de electrones de valencia que puede perderse o compartirse, entonces será "óxido de ... " u "óxido ...ico".

Si hay dos posibles, el menor será "óxido ...oso" y el mayor "óxido ...ico".

Si hubiera tres posibles, el que menos cede formará uno menor que el "...oso" y se llamará menor que (hipo) "oso", es decir, "óxido hipo...oso", el siguiente "óxido ...oso", y el mayor "óxido ...ico".

Si fueran cuatro las posibilidades, habría que agregar uno mayor que (per) "ico", denominándose "óxido per...ico".

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Combinaciones con hidrógeno



· Cuando un elemento metálico se combina con el hidrógeno, forma compuestos en los que el metal pierde su electrón y el hidrógeno lo gana.
En general se denominan "hidruros".
Por ejemplo: Na+H- (hidruro de sodio).
Su nombre siempre lleva la denominación "hidruro de ...
El sufijo "uro" indica ausencia de oxígeno.



· Cuando un elemento no metálico se combina con el hidrógeno, forma compuestos en los que el hidrógeno pierde su electrón y el no metal lo gana.
En general se denominan "hidrácidos", aunque hay excepciones importantes, tales como el NH3 (amoniaco) y el H2O (agua).
Por ejemplo: Cl-H+ (ácido clorhídrico).
Salvo en las excepciones que utilizan nombres de fantasía, los compuestos se denominan "ácido ... hídrico".
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Neutrinos: ¿interacción entre mente y cuerpo?

UN APORTE DE NICOLÁS FAUR
DESDE BUENOS AIRES, ARGENTINA

NEUTRINOS: ¿INTERACCIÓN MENTE-MATERIA?

En años recientes se han sugerido otros modelos para la interacción mente-materia; algunos de éstos han sido sugeridos en base a la muy problemática partícula fundamental llamada neutrino.

Aunque Pauli preanunció esta partícula en 1930 basándose tan sólo en la teoría, no fue descubierta experimentalmente sino hasta 1956, lo que no ha de sorprendernos, porque tiene en verdad pocas características físicas positivas. Se le ha llamado la “partícula fantasma” porque no tiene masa, ni carga eléctrica, ni campo magnético, por lo que sólo en ocasiones sumamente raras interactúan con otras partículas.

Se dice que miles de millones de neutrinos bombardean cada centímetro cuadrado de la superficie terrestre cada segundo, pero pasan a través de la tierra cual si ésta fuese espacio abierto; de hecho interactúan tan poco los núcleos atómicos que para conseguir el mismo número de interacciones que un electrón cuando pasa a través de una hoja de plomo de un milímetro, un neutrino tendría que pasar a través de una muralla de plomo de quince millones de kilómetros de espesor; sus desusuales propiedades han sugerido a algunos que podría proporcionar el modelo conceptual para una partícula de la mente o “mindon” (en inglés mind=mente) como se la ha llamado, y que tendería a ser el eslabón que falta entre la materia y la mente.

Otros han propuesto para este papel a un tipo diferente de partícula – que habría de llamarse “psicón”- y que poseería un carácter más configurado. Esta proporcionaría algo así como un “campo minado” que influenciaría los eventos atómicos sin uso de fuerza, en una forma que aún está por ser descubierta. Una partícula puramente física preanunciada por los físicos teóricos y que supuestamente posee propiedades muy poco convencionales es el “taquión” al que se adjudica una velocidad superior a la de la luz. La existencia de tal partícula está aparentemente excluida por la teoría espacial de la relatividad, a menos que uno admita la posibilidad de que tenga “masa imaginaria”, concepto que es difícil, si no imposible, de explicar. En cualquier forma se está empleando bastante dinero y esfuerzo en experimentos planeados con el fin de establecer la existencia de esta partícula. Si se la descubre, su capacidad de exceder la velocidad de la luz violaría en principio la causalidad, ya que si uno pudiese manipular sería posible envíar mensajes hacia el pasado.

Especulaciones de este tipo habrían descartado años atrás calificándolas de fantásticas o de “místicas”, pero prevalece tal clima de opinión en la física teórica, que pueden hacerse ahora con toda seriedad por prominentes hombres de ciencia, sin temor al ridículo. Creemos que debe ser patente que recurrir a un principio físico como el Principio de la Incertidumbre de Heisenberg, debe implicar a fin de cuentas una teoría psicofísica de este tipo.
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Uniones químicas

¿En qué consiste la unión química?

Hay varias posibilidades de interacción para que un átomo logre un estado de mayor estabilidad energética después del evento que significa un choque con otro átomo.

ENLACE COVALENTE APOLAR

Si ambos son idénticos energéticamente (tienen la misma electronegatividad), lo que se da entre dos átomos del mismo elemento que tienen la misma necesidad de conseguir uno o dos electrones para asemejarse al gas noble más cercano, comparten (aparean) electrones en forma equilibrada (aportan 1 electrón cada uno para cada enlace y luego comparten los 2 electrones en un 50% cada uno).

Este enlace se denomina covalente apolar.

Covalente, porque hay un "reparto" en el que ninguno pierde ni gana totalmente un electrón.

Apolar, porque la distribución final de la nube electrónica es homogénea y no existen zonas más positivas ni más negativas.

Este enlace se da en los casos en que la diferencia de valores de electronegatividad entre los dos átomos es cero.

ENLACE COVALENTE POLAR

Si ambos son parecidos energéticamente (tienen electronegatividades cuya diferencia no supera el valor 1,7 , lo que se da habitualmente entre dos no metales), buscan asemejarse al gas noble más cercano compartiendo (apareando) electrones pero en forma menos equilibrada (aportan 1 electrón cada uno para cada enlace pero luego comparten en forma no tan equilibrada).

El más electronegativo atrae más que el otro el par electrónico hacia su núcleo y lo utiliza un mayor porcentaje del tiempo que su oponente.

La nube electrónica se desplaza hacia el más electronegativo, generando una zona (polo) negativo, adelgazándose en el extremo del menos electronegativo, conformando una zona (polo) positiva.

Este enlace se denomina covalente polar.

Covalente, porque ninguno pierde ni gana totalmente un electrón.

Polar, por la distribución final de la nube electrónica no es homogénea y aparecen un polo negativo y un polo positivo.

Como hemos dicho, este enlace se da cuando la diferencia de electronegatividades es mayor que cero pero no superior a 1,7.

En el caso de los enlaces covalentes existen dos variantes:
· que cada átomo aporte un electrón para el enlace (enlace covalente puro)
· o que los dos electrones sean aportados por el mismo átomo y el otro "aproveche" su fuerte electronegatividad para usar sin aportar (enlace covalente dativo o enlace covalente coordinado).

ENLACE COVALENTE DATIVO
(también llamado
ENLACE COVALENTE COORDINADO)

Es el caso típico de algunos enlaces con Oxígeno, buscador incansable de electrones que suele utilizar un par de electrones ajeno para colocarse dentro de su órbita y así completar sus 8 electrones externos en forma totalmente gratuita, cumpliendo la "regla del octeto".

Este enlace suele denominarse "covalente dativo", porque, si bien comparten el par, sólo uno de ellos es el que da.

Cuando ambos aportan y comparten, el enlace se denomina "covalente puro".

ENLACE ELECTROVALENTE
(también llamado IÓNICO)

Cuando un átomo con electronegatividad relativamente alta choca contra otro con electronegatividad relativamente baja (con una diferencia entre ambas mayor que 1,7), es tan fuerte la atracción hacia el núcleo del primero que, literalmente, arranca electrones al otro.

El más electronegativo alcanza la estructura de su gas noble más cercano con estos electrones "robados" a su oponente, en tanto que el menos electronegativo también logra la estructura similar a la de su gas noble más cercano porque, al perder esos electrones externos, le queda la anteúltima capa completa (con 8 electrones).

Este enlace (que no es realmente una unión) se denomina "electrovalente", porque los átomos no quedan asociados por un par de electrones compartidos sino porque uno de ellos, con un electrón de más, manifiesta un comportamiento netamente negativo, en tanto que el otro, con un electrón de menos, manifiesta un comportamiento netamente positivo.

Entonces la atracción es eléctrica (entre cargas) y no hay una verdadera "molécula" formada ya que cada átomo positivo queda vinculado a todos los negativos cercanos, y viceversa.

También se denomina "enlace iónico", porque un átomo cargado puede moverse en un campo eléctrico hacia un electrodo de signo opuesto. Es como si "vagara" y por ello se le dio el nombre de ión (vagabundo, en griego).

ENLACE METÁLICO

Cuando dos átomos metálicos (de baja electronegatividad) no tienen posibilidad de chocar contra un átomo de no metal, suelen compartir sus nubes electrónicas y formar redes cristalinas.

Este enlace suele denominarse "metálico" y explica las propiedades de los metales de conducir el calor y la electricidad, entre otras.

ENLACES SIMPLES, DOBLES Y TRIPLES

Cuando dos átomos comparten o intercambian 2 electrones (un par), el enlace se llama "simple".

Cuando comparten o intercambian 4 electrones (dos pares), el enlace se llama "doble".

Cuando comparten o intercambian 6 electrones (tres pares), el enlace se llama "triple".
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Por qué los átomos forman moléculas

¿Por qué los elementos se unen para formar compuestos?

Si dos átomos chocan uno contra el otro (única forma de interactuar entre ellos), se produce una instantánea "toma de decisión" inconsciente.

Si juntos conforman un sistema más estable (con menor energía potencial), quedan unidos de alguna manera.

Si juntos conforman un sistema menos estable (con mayor energía potencial), se separan y cada uno prosigue su camino.

En el laboratorio, esto puede manipularse por medios físicos (presión y temperatura) o químicos (presencia de catalizadores que favorecen la ocurrencia de un enlace entre átomos) de modo de lograr que lo que no se produciría naturalmente, se produzca forzadamente.


¿De qué dependerá la posibilidad de unirse?

En realidad, de diversos factores.

A una determinada presión y una determinada temperatura, dependerá de la estructura electrónica de las capas de valencia de cada uno de ellos y de la afinidad relativa de ambos por los electrones (electronegatividad, electropositividad), vinculada con el radio de cada átomo (la distancia desde el núcleo hasta las capas de valencia).
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Formación de compuestos

Existen en la naturaleza dos tipos bien diferenciados de compuestos químicos:

a) los compuestos orgánicos:

Son los producidos por los procesos vitales, es decir, por lo que llamamos "vida".

Son, en la biosfera, combinaciones de Carbono consigo mismo, con Hidrógeno, con Oxígeno y con Nitrógeno (aunque pueden incluir otros elementos).

Forman los hidrocarburos (residuos de organismos vivos modificados por altas presiones y altas temperaturas), carbohidratos (glúcidos o azúcares), lípidos (grasas), prótidos (proteínas y sus aminoácidos constituyentes) y ácidos nucleicos (ADN y ARN vinculados con la trasmisión de caracteres hereditarios y la organización de las células).

b) los compuestos inorgánicos:

Son los producidos por la simple interacción entre los elementos en busca de un estado energético más estable (con similitud con el de un gas noble).

No necesitan la presencia de lo que los antiguos llamaban "energía vital".
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Electropositividad

Electropositividad es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) a ceder electrones (es el concepto opuesto a "electronegatividad").

En la tabla periódica, aumenta de arriba hacia abajo y disminuye de izquierda a derecha.
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Electronegatividad

Electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) para atraer electrones.

En la tabla periódica, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha.

El menos electronegativo es el Cesio y el más electronegativo es el Flúor.

Según las electronegatividades relativas de los átomos que participan de un enlace serán las características de éste.
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Afinidad electrónica

Afinidad electrónica es la energía que libera un átomo cuando gana un electrón.

En la tabla periódica, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha.
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Potencial de ionización

Potencial de ionización es la energía mínima necesaria para sacar un electrón de un átomo cuando éste se encuentra en estado gaseoso y eléctricamente neutro.

En la tabla, la energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda.

En general, los átomos de menor potencial de ionización son de carácter metálico (pierden electrones) en tanto que los de mayor energía de ionización son de carácter no metálico (ganan electrones).
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Tamaño atómico

Tamaño atómico es la medida del radio de un átomo.

Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales.

El radio atómico aumenta en la tabla periódica de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda.

El átomo de mayor radio atómico es el Cesio, y el de menor radio atómico es el Helio.
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Propiedades periódicas

Propiedades periódicas

Desplazándose en la tabla periódica por un grupo (verticalmente) o por un período (horizontalmente), se pueden encontrar propiedades que se repiten "periódicamente".

Son propiedades del tipo denominado "intrínsecas" o "intensivas", es decir, que no dependen de la cantidad de masa del elemento. Son propias de cada uno y permiten diferenciarlo de los otros.

Son propiedades intensivas periódicas:
* el tamaño atómico * el potencial de ionización (o energía de ionización) * la afinidad electrónica * la electronegatividad * la electropositividad
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Tabla Periódica: Elementos de Transición Interna

Sus electrones de valencia pertenecen a subcapas s y f.

Corresponden únicamente a los períodos 6 y 7.

Son dos series de 14 elementos cada una:
  • lantánidos (período 6)
  • actínidos (período 7),
El nombre deriva del elemento que inicia cada serie.

***

Nuevos elementos sumados a la tabla.

En procesos radiactivos se han ido construyendo nuevos núcleos por el agregado de protones a los existentes. Pero su vida media, es decir, su duración, es de pequeñas fracciones de segundo y luego se desintegran. Son de interés en Física Nuclear pero carecen de importancia para los químicos pues no alcanzan a formarse compuestos en el tiempo en que están integrados.

Prof. Daniel Galatro
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Tabla Periódica: Grupo VIII-B

Está dividido en tres subgrupos de tres elementos cada uno, conociéndoselo como "Fe-Co-Ni" por estar encabezados por el Hierro, el Cobalto y el Níquel, respectivamente. Todos son considerados como elementos de transición.

Primer subgrupo: Hierro, Rutenio y Osmio.

Todos tienen ocho electrones activos en sus últimas capas.

El Hierro y el Osmio tienen 2 en subcapa s en la última y 6 en subcapas d en la anteúltima.
El Rutenio tiene sólo uno en subcapa s en la última y 7 en subcapas d en la anteúltima. El Hierro posee valencias 2, 3 y 6; en tanto que el Rutenio y el Osmio tienen valencias 2, 3, 4, 6, y 8.

Segundo subgrupo: Cobalto, Rodio e Iridio.

Todos tienen nueve electrones de valencia en sus últimas capas.

El Cobalto y el Iridio tienen 2 en su subcapa s y 7 en subcapas d en la anteúltima. El Rodio tiene sólo uno en subcapa s en la última y 8 en subcapas d en la anteúltima. El Cobalto posee valencias 1, 2 y 3; el Rodio, valencias 1, 2, 3, 4 y 5; y el Iridio tiene valencias 1, 2, 3, 4 y 6.

Tercer subgrupo: Níquel, Paladio y Platino.

Todos tienen diez electrones de valencia en sus últimas capas, pero distribuidos en forma diferente.

El Níquel tiene dos electrones en la subcapa s de su última capa y ocho electrones en subcapas d de la anteúltima. El Paladio tiene los diez electrones en subcapas d de la anteúltima capa, aunque, por no tener ningún electrón en la que debería ser la última, es un recurso teórico llamarlas así. El Platino tiene un solo electrón en subcapa s de la última capa y los otros nueve en subcapas d de la anteúltima. El Níquel tiene valencias 2 y 3; el Paladio y el Platino tienen valencias 2 y 4.
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Tabla Periódica: Grupo VII-B

Está conformado por el Manganeso, el Tecnecio y el Renio.

Se los incluye entre los elementos de transición.
Presentan anomalías en la distribución de electrones de sus últimas capas.

Todos tienen siete electrones en total, pero el Manganeso y el Renio tienen en su última capa dos electrones en subcapa s y 5 electrones en subcapas d, en tanto que el Tecnecio tiene en su última capa un solo electrón en subcapa s y en su anteúltima capa tiene 6 electrones en subcapas d.

El Manganeso tiene valencias 2, 3, 4, 6 y 7; el Tecnecio tiene valencias 7 y 4 (aunque algunos desestiman esta última); y el Renio tiene valencias 1, 2, 4, 6 y 7.
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Tabla Periódica: Grupo VI-B

Lo integran el Cromo, el Molibdeno y el Wolframio o Tungsteno.

Se los considera como elementos de transición. Entre sus dos últimas capas suman seis electrones, pero no distribuidos en igual forma.

El Cromo y el Molibdeno tienen en su última capa un electrón en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 5 electrones en subcapas d.

El Wolframio tiene en su última capa dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 4 electrones en subcapas d.

El Cromo tiene valencias 2, 3 y 6, en tanto que el Molibdeno y el Wolframio tienen valencias 2, 3, 4, 5 y 6.
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Tabla Periódica: Grupo V-B

Lo forman el Vanadio, el Niobio, el Tantalio y el Hahnio o Neilsborium.

En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 3 electrones en subcapas d. Son por ello incluidos entre los elementos de transición.

El Vanadio posee valencias 2, 3, 4 y 5; el Niobio, 3 y 5; y los demás, solamente 5.
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Tabla Periódica: Grupo IV-B

Está integrado por el Titanio, el Circonio, el Hafnio y el Rutherfordio o Kurchatovio.

En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 2 electrones en subcapas d. Son incluidos, por tanto, entre los elementos de transición.

El Titanio tiene valencias 3 y 4, en tanto que los demás solamente valencia 4.
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Tabla Periódica: Grupo III-B

Es el grupo conformado por el Escandio, el Ytrio, el Lantano y el Actinio.

En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 1 sólo electrón en subcapa d. Por ello se los incluye entre los elementos de transición.

Todos tienen valencia 3.

Son de carácter netamente metálico.
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Tabla Periódica: Grupo II-B

Sus electrones de valencia pertenecen a capas s y d, por lo que se los incluye entre los elementos llamados "de transición".

Lo integran el Cinc, el Cadmio y el Mercurio.

En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 10 electrones en subcapas d.

El Cinc y el Cadmio tienen valencia 2, y el Mercurio valencias 1 y 2.

En condiciones normales de presión y temperatura, los primeros son sólidos, en tanto que el Mercurio es líquido.
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Tabla Periódica: Grupo I-B

Grupo de transición (sus electrones de valencia pertenecen a capas s y d).

Lo integran el Cobre, la Plata y el Oro.

En su última capa tienen un sólo electrón en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 10 electrones en subcapas d.

El Cobre y la Plata tienen valencias 1 y 2, en tanto que el Oro tiene valencias 1 y 3.
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Tabla Periódica: Grupo VIII-A

También llamado "grupo 0" o "elementos inertes" o "gases raros" o "gases nobles".

Son el Helio, el Neón, el Argón, el Kriptón y el Radón.

En condiciones normales de presión y temperatura se encuentran en estado gaseoso.

Su última capa está completa, lo que los hace químicamente inertes o estables, es decir, no necesitan combinarse con otros para bajar su energía.

Su valencia es, lógicamente, siempre 0.
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Tabla Periódica: Grupo VII-A

Lo integran los elementos llamados "halógenos" (formadores de sales).

Son el Flúor, el Cloro, el Bromo, el Yodo y el Astato.

En su última capa tienen siete electrones, dos en una subcapa s y cinco en subcapas p.

El Flúor es el elemento con mayor tendencia a ganar electrones (ningún otro puede quitárselos), y su única valencia es 1. Es el único elemento que no logra, por lo expuesto, formar óxidos con el Oxígeno, el segundo en el ránking de electronegatividad.

Los restantes tienen opciones entre las valencias 1, 3, 5 y 7.

Los cuatro primeros son no metales en tanto que el Astato se comporta como metal.

En condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 0°C, respectivamente), el Flúor y el Cloro son gaseosos, el Bromo es líquido, y los restantes son sólidos.

Los halógenos se desplazan mutuamente de los compuestos a medida que aumenta su electronegatividad (de abajo hacia arriba en la tabla): es que está más arriba desplaza al que está más abajo.

Con los metales producen sales iónicas.

Con gas hidrógeno forman haluros que, al disolverse en agua, generan hidrácidos (ácidos no oxigenados).
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Tabla Periódica: Grupo VI-A

Es el grupo de elementos que preside el Oxígeno.

Se los llama "anfígenos".

Con están el Azufre, el Selenio, el Telurio y el Polonio.

En su última capa tienen 6 electrones de valencia, dos en una subcapa s y cuatro en subcapas p.

El Oxígeno siempre actúa con valencia 2, en tanto que los demás optan entre 2, 4 y 6.

El Oxígeno, el Azufre y el Selenio son no metales, el Telurio es anfótero, y el Polonio se comporta habitualmente como metal.

Cuando el oxígeno reacciona con un metal forma un óxido básico (al disolverse en agua se convierte en un hidróxido); cuando reacciona con un no metal forma un óxido ácido (al disolverse en agua se convierte en un oxácido). Antiguamente, a los óxidos ácidos se los conocía como "anhídridos".

Los óxidos de Selenio y Telurio se preparan calentando estos elementos con ácido nítrico.
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Tabla Periódica: Grupo V-A

Es el grupo encabezado por el Nitrógeno.

Debajo de él se encuentran el Fósforo, el Arsénico, el Antimonio y el Bismuto.

En su última capa poseen cinco electrones de valencia, dos en una subcapa s y tres en subcapas p.

El Nitrógeno tiene, como posibilidades de combinación, 2, 3, 4 ó 5 electrones, en tanto que los restantes solamente 3 y 5.

El Nitrógeno y el Fósforo se comportan como no metales, el Arsénico como anfótero, y los restantes actúan preferentemente como metales.

En presencia de hidrógeno gaseoso, el Nitrógeno forma amoníaco (NH3) (método de Haber).

Por reacción con halógeno, el Fósforo, el Arsénico, el Antimonio y el Bismuto forman haluros.

El Nitrógeno forman óxidos que, disueltos en agua, producen luego los oxácidos correspondientes (valencias +3 y +5).
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Tabla Periódica: Grupo IV-A

Es el grupo presidido por el Carbono.
Lo integran, además, el Silicio, el Germanio, el Estaño y el Plomo.

En su capa más externa poseen cuatro electrones de valencia, dos en una subcapa s y dos en subcapas p.

El Carbono, el Estaño y el Plomo pueden intercambiar 2 ó 4 electrones, en tanto que el Silicio y el Germanio sólo pueden intercambiar 4.
El Carbono actúa como un no metal, el Silicio como un anfótero y los restantes tienen características metálicas.

El Carbono se diferencia de los otros por su posibilidad de formar cadenas y anillos uniéndose a otros carbonos (Química Orgánica).
El Carbono reacciona con el óxido cúprico (Cu +2) produciendo dióxido de carbono.
El Carbono reacciona con el vapor de agua formando dióxido de carbono e hidrógeno gaseoso.

El Estaño y el Germanio reaccionan con el ácido nítrico para general óxidos insolubles.

El Plomo reacciona con el ácido nítrico formando nitratos solubles.

El Germanio, el Estaño y el Plomo forman haluros, óxidos y sulfuros como lo hacen la mayoría de los metales.
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Tabla Periódica: Grupo III-A

Tienen tres electrones de valencia, dos en una subcapa s y otro en una subcapa p.
Se los llama "térreos".

Lo integran el Boro, el Aluminio, el Galio, el Indio y el Talio.
El Boro tiene un comportamiento "anfótero" (metaloide), es decir, unas veces gana electrones y otras los pierde, dependiendo de cuál es el otro átomo con el que colisiona.
Los otros son marcadamente metálicos, es decir, tienden a perder electrones.
Su valencia más frecuente es la 3.

Con halógenos dan haluros (en el caso del Boro, sus haluros, en presencia de agua, forman oxácidos + hidrácidos).

Con oxígeno forman óxidos.
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Tabla Periódica: Grupo II-A

Tienen dos electrones de valencia en una subcapa s.
Se los llama "alcalinotérreos".

Lo integran el Berilio, el Magnesio, el Calcio, el Estroncio y el Bario, con comportamiento de metales alcalinos (forman hidróxidos químicamente básicos) y tienden a ceder sus dos electrones de valencia.

No se encuentran libres en la naturaleza.

Con halógenos forman haluros.

Con el oxígeno del aire producen óxidos.

Con azufre forman sulfuros.

Con hidrógeno forman hidruros.

En presencia de agua generan hidróxidos con desprendimiento de hidrógeno gaseoso.
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Tabla Periódica: Grupo I-A

Tienen un sólo electrón de valencia en una subcapa s.

Hay dos subgrupos:

· el integrado solamente por el Hidrógeno, no metal, con tendencia a ganar electrones.

· el integrado por el Litio, el Sodio, el Potasio, el Rubidio, el Cesio y el Francio, con comportamiento de metales (forman hidróxidos químicamente básicos), y tienen a ceder su electrón de valencia. Se los llama "alcalinos".

La atracción entre el núcleo y el electrón de valencia es débil y, por ello, el radio atómico es grande.

Son marcadamente electropositivos (poco electronegativos).

Ceden con facilidad su electrón de valencia.

En presencia de agua forman hidróxidos, liberando hidrógeno gaseoso.

Al ser expuestos al oxígeno del aire forman óxidos o peróxidos (-O-O-).

Al contacto con un halógeno (grupo VII-A) forman sales no oxigenadas (haluros).

Con azufre producen sulfuros.

Con ácidos fuertes salifican liberando hidrógeno gaseoso.

Con hidrógeno forman hidruros.

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Tabla Periódica de los Elementos

Es una organización de los elementos químicos (variedades de átomos) en orden creciente de sus números atómicos (Z) manteniendo una relación vertical entre aquellos de comportamiento químico parecido.

Grupo de la tabla periódica:

Fila vertical definida por el número de electrones de valencia que posee cada elemento,
y por el tipo de momento angular de esos electrones de valencia (número cuántico secundario l).

Período de la tabla periódica:

Fila horizontal caracterizada por el máximo nivel de energía que posee un elemento
(número cuántico principal n). Van desde el 1 hasta el 7.

Es conveniente que vaya leyendo sobre este tema al mismo tiempo que observa una Tabla Periódica. Debe ir poco a poco conociendo los elementos como ha ido conociendo, también poco a poco, a los familiares de su novio o novia. Al principio parecen todos iguales y extraños, pero, a medida que el tiempo pasa, va identificando a cada uno por sus virtudes y defectos.
Prof. Daniel Galatro
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Electrones de valencia

Se denominan así los electrones de las últimas capas o niveles de energía de un átomo.
Son los que intervienen en las reacciones químicas.

Un fenómeno es químico (y no físico) cuando los átomos intervinientes modifican la estructura de sus capas electrónicas más externas, formando nuevos compuestos.

Pese a que he sido muy criticado por expresar este concepto desde 1963 en adelante, sigo convencido de que "la Química es la parte de la Física que estudia el comportamiento y los cambios en los electrones de las últimas capas atómicas".
Usted, ¿qué opina al respecto?

Prof. Daniel Galatro
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Principio de multiplicidad (Hund)

Más correctamente debe denominarse "Principio de máxima multiplicidad":

Los electrones ocupan separadamente las orientaciones de los orbitales (m) de manera que si todos han alojado un electrón, comienzan a formar parejas con espines opuestos.

Es decir, primero ingresa uno en cada orbital equivalente y, una vez que todos están semiocupados, comienza a entrar el segundo electrón en cada uno.

Recordar que:
· Primero ingresa un electrón en la subcapa de menor n + l ("ene" más "ele")
· Si 2 subcapas tienen el mismo valor de n + l, tiene prioridad la de menor n.


Podrás encontrar más detallado el tema de la configuración eléctrica de los átomos en http://www.iespana.es/olydan/configelec.htm


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Principio de exclusión (Pauli)

(Wolfgang Pauli 1900-1958):

Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales.
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Números cuánticos

Son 4 números que permiten identificar un electrón dentro de un átomo.

a) número cuántico principal (n):
Identifica el tamaño del orbital y la energía del electrón en el átomo. Es el número de la capa y puede valer 1, 2, 3, 4, 5, 6 ó 7.

b) número cuántico secundario o azimutal (l):
Es el momento angular del electrón, una medida de su tendencia a girar. Determina la forma del orbital y se corresponde con las subcapas. s = 0, p = 1, d = 2, y f = 3.

c) número cuántico magnético (m): (también conocido como ml)
Es el momento angular magnético del electrón, que define la orientación del campo magnético originado al moverse el electrón en el orbital.
Puede tomar valores entre -1 y +1.
Si la subcapa es s (l =0), m vale únicamente 0.
Si la subcapa es p (l=1), l puede valer -1, 0 ó +1.
Si la subcapa es d (l=2), l puede valer -1, -1/2, 0, +1/2 ó +1.
Si la subcapa es f (l=3), l puede valer -1, -2/3, -1/3, 0, +1/3, +2/3 ó +1.

Actualmente se toman valores entre -l y +l,es decir, se convierten los valores fraccionarios en enteros,multiplicando cada valor por el denominador. Por ejemplo: -2/3 se convierte en -2, +1/2 se convierte en +1, etc.

d) número cuántico de espín (s): (también conocido como ms)
Es el momento angular intrínseco o de espín electrónico. Determina el movimiento de los electrones con respecto a un eje imaginario.
Equivale a la rotación del electrón sobre sí mismo (como la Tierra), en un sentido o en el opuesto.
En cada subcapa solamente pueden coexistir 2 electrones, con espín opuesto. Puede tomar los valores +1/2 y -1/2.

Puedes ver nuestra ayuda para construir la configuración electrónica de un átomo (proceso conocido como "Aufbau") en configelec.
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Por qué los electrones no caen sobre el núcleo

¿Por qué los electrones no caen sobre el núcleo que los atrae?

Según el modelo de Bohr, un electrón no cae sobre el núcleo porque, en cada nivel, la energía es constante y nunca puede disminuir para llegar a cero.

El nivel más bajo de energía es el 1, y ése es el punto más cercano al núcleo al que puede caer.

(Actualmente se ha demostrado que no es exactamente así, y que los electrones de la capa 1 pasan por dentro del núcleo, ya que de vez en cuando alguno es atrapado, en un fenómeno radiactivo conocido como "captura K").
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Número de Avogadro

Amadeo Avogadro (1776-1856) determinó que:
"Volúmenes iguales de gases distintos en iguales condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas".

En su honor, cuando años más tarde los científicos (p.ej. Perrin) determinaron cuántas moléculas hay en una molécula-gramo ("mol"), pusieron su nombre a ese número, que resultó ser 6,024 x 10 elevado al exponente 23 (algo más de seiscientos mil trillones).

Esto significa que en 1 mol, por ejemplo en 18 gramos de agua, hay 602.400.000.000.000.000.000.000 moléculas.

También hay esa cantidad de átomos en un átomo-gramo.
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Molécula-gramo ("mole" o "mol")

Es de igual valor que el peso molecular, pero expresado en gramos (no en umas ni en umm).
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Átomo-gramo

Es de igual valor que el peso atómico, pero expresado en gramos (no en umas).

Permite manejar masas más semejantes a las manipuladas en el laboratorio.
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Peso molecular

Es la suma de los pesos atómicos de los átomos que forman la molécula.

También es promedio, también es relativo, y se puede expresar en umas o en una nueva unidad llamada umm (unidad másica molecular) que tiene igual valor numérico.
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Peso atómico

Es el peso promedio relativo de los átomos de un elemento.

Es promedio pues se ponderan los pesos de todos los isótopos del elemento en la proporción en que aparecen en la naturaleza.

Es relativo pues se expresa en uma, es decir, por comparación con una unidad arbitraria.

Se expresa con decimales puesto que, a pesar de que cada elemento tiene como A un valor entero, el promedio no da un número entero.
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Isodiáferos

Son átomos de elementos distintos que tienen el mismo exceso de neutrones con respecto a la cantidad de protones.

Es decir el mismo valor de A - Z - Z.

Por ejemplo, si tiene 8 neutrones y 6 protones (p. ej. el carbono-14), el exceso de neutrones es 2.
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Isótonos

Son átomos de elementos distintos que tienen el mismo número de neutrones en su núcleo.
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Isóbaros

Son átomos de elementos distintos que tienen igual A pero distinto Z.

Dos núcleos pueden tener la misma masa pero no ser del mismo elemento.
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Isótopos

Son átomos de un mismo elemento que tienen
igual Z (número atómico = cantidad de protones)
pero distinto A (número másico = cantidad de protones + cantidad de neutrones).

Es decir, solamente difieren en la cantidad de neutrones de sus núcleos.

Dalton estaba parcialmente equivocado.
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Constantes atómicas

Relación carga/masa del electrón: -1,759 x 108 culombios/gramo.
Carga del electrón: - 1,6 x 10-19 culombios.
Masa del electrón: 9,11 x 10-28 gramos.

Relación carga/masa del protón (núcleo de hidrógeno): 96.500 culombios/gramo.
Carga del protón: + 1,6 x 10-19 culombios.
Masa del protón: 1,66 x 10-24 gramos.

Masa del neutrón: 1,67 x 10-24 gramos.
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Leyes de conservación

Tendremos en cuenta tres "Leyes de conservación" aplicables a los procesos relacionados con los átomos:

1) de la materia (masa) (A. L. Lavoisier 1743-1794): La materia (en realidad él hablaba solamente de la masa) no se crea ni se destruye. Solamente se transforma.

2) de la energía (J. Joule - H. von Helmholtz - Meyer): La energía no se crea ni se destruye. Solamente se transforma.

3) de la masa + energía (A. Einstein): La masa puede transformarse en energía (y viceversa), pero la materia (suma de masa + energía) no se crea ni destruye.
Solamente se transforma.

Habitualmente se intercambian los conceptos de "masa" y "materia" dificultando la comprensión de muchos temas.
Aquí he considerado "materia" todo lo que es diferente de la Nada, "masa" su forma perceptible por ocupar un lugar físico, ser relativamente impenetrable, etc., y "energía" la sustancia permanente del universo que da origen a la masa y a la que la masa retorna continuamente.
De todos modos, la diferencia real entre masa y energía es quizá solamente una cuestión de frecuencia de vibración, y ambas son, esencialmente, lo mismo, es decir, el constituyente del Todo (en oposición a la Nada).
Como tal, es "eterna", "todopoderosa", etc. Solamente se diferencia del concepto de "Dios" en que éste último sería "la Energía con intencionalidad".

Prof. Daniel Galatro
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Procesos endotérmicos y exotérmicos

Si un cambio químico o físico absorbe energía cuando se produce, el proceso se denomina "endotérmico".
Si al producirse libera energía se llama "exotérmico".

Siempre que se producen cambios en la materia, cambia la energía del sistema.
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Cambios químicos

En una transformación química se forman sustancias diferentes de las que había,
con propiedades también distintas.
Los átomos se reacomodan durante un cambio químico para generar otras moléculas.

Los cambios químicos se expresan mediante "reacciones químicas",
que se escriben como "ecuaciones químicas"
puesto que siempre son igualdades.
(Principio de conservación de la masa - Lavoisier).

Al final de una transformación química,
la cantidad y tipo de átomos de cada clase es la misma que había antes de la reacción
pero se han formado nuevas moléculas con nuevas propiedades.

Cuando varía la especie de átomos por sufrir un cambio,
se trata de una "reacción nuclear o radiactiva"
y no de una "reacción química".

Cuando como consecuencia de un cambio no se modifica la composición de las moléculas presentes, se trata de un "cambio físico" y no de un "cambio químico".
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Leyes básicas de la Química

Ley de las proporciones simples (J. Dalton)

Cuando átomos de diferentes elementos se combinan para formar moléculas (compuestos), lo hacen en proporciones de números enteros sencillos (p. ej. 1:1 1:2 2:3 etc.).
Por esta causa, los compuestos tienen un peso molecular relativo fácilmente determinable y constante.

Ley de las proporciones definidas (J. L. Proust) (1801)

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto
lo hacen en una relación en peso invariable y definida.
La proporción de los elementos en un compuesto determinado siempre es la misma.

Ley de las proporciones múltiples ( J. Dalton) (1803)

Los mismos elementos se pueden combinar de diferentes maneras
dando lugar a compuestos distintos, cada uno de los cuales posee relaciones de peso invariables y definidas.
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Número másico (A)

Es la suma de la cantidad de protones + neutrones en el núcleo de un átomo.

Para cada elemento, el valor de A puede variar (isótopos) pero el valor de Z es invariable.

La cantidad de neutrones en un núcleo se obtiene restando A - Z.
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Número atómico (Z)

Es la cantidad de protones en el núcleo de un átomo.

Define de qué elemento se trata, pues cada elemento tiene un solo número atómico
y a cada número atómico corresponde un único elemento.
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Unidad de masa atómica (UMA)

Es la unidad utilizada para comparar las masas de los diferentes átomos.

El valor fue elegido tomando arbitrariamente una unidad comparación.
Inicialmente 1 uma era igual a la masa del átomo de Hidrógeno.
Luego se reemplazó por la masa del oxígeno-16 dividida por 16,
y actualmente se utiliza la masa del carbono-12 dividida por 12,
ya que da valores más parecidos a números enteros para los demás elementos.
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Símbolos y fórmulas

Los átomos se representan mediante símbolos (una o dos letras), en tanto que las moléculas se representan mediante fórmulas (con los símbolos de los átomos que las forman y la proporción en que cada uno de ellos se encuentra).

Un átomo corresponde a un elemento.
Una molécula corresponde a un compuesto.
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Invariabilidad de la composición química

Se encuentre ésta en estado sólido, líquido o gaseoso, los átomos o moléculas que constituyen una sustancia determinada no pierden sus propiedades físicas ni químicas.
Solamente en estado de "plasma" sufre una desintegración que separa sus protones, neutrones y electrones, perdiendo así aquéllas propiedades originales.
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Modelos atómicos a lo largo de la historia

· Anaxágoras (499-442 a.C.): "El universo está quizá formado por partículas diminutas".
· Leucipo de Mileto (450-370 a.C.): (concepto similar al de Anaxágoras).
· Demócrito de Abdera (460-370 a.C.): "La materia está formada por átomos (indivisibles), infinitos en cantidad y calidad, cuyas cualidades aleatorias son la eternidad, el espacio, la impenetrabilidad, el peso, y la indestructibilidad. Los átomos adoptan una figura, orden y posición diferentes para originar la variedad de los seres. El ser es uniforme y no hay diferencias cualitativas entre los seres porque los átomos son idénticos. La consistencia y peso de los átomos se dan a medida que se alejan o acercan de los demás".
· Epicuro de Samos (341-270 a.C.): Consideró posibles las teorías de sus antecesores.
· Lucrecio (99-55 a.C.): Postuló que el fundamento central del universo gira en torno a los átomos.
· Herón (S. III d.C.): "Los gases están formados por partículas".
· John Dalton (alrededor de 1803): a) todos los elementos están compuestos de partículas indivisibles y microscópicas llamadas átomos. b) el universo, aunque formado por una gran cantidad de sustancias, es el resultado de la combinación de los átomos. c) los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí en cuanto a su masa, su forma y su tamaño; los átomos de diferentes elementos son diferentes entre sí.
· William Crookes (1832-1919): Mediante experiencias realizadas con descargas eléctricas en tubos de vacío, descubre los rayos que llamó "catódicos", con evidente carga eléctrica positiva.
· Robert Andrew Millikan (1868-1953): Determina el valor de la carga de los electrones y confirma la existencia de los átomos como constituyentes de la materia. Pero también demuestra así que los átomos no son indivisibles.
· Dimitri Ivanovich Mendeléiev (1834-1907): En 1869 desarrolla una organización de los diferentes elementos químicos conocidos basados en el conocimiento de sus "valencias" (capacidades de combinación). Los fue ubicando en filas horizontales y verticales por sus similitudes de comportamiento y en orden creciente de sus masas atómicas. Fue un trabajo totalmente experimental que sufrió modificaciones posteriores, pero sin cambiar la idea básica del creador. Actualmente, los elementos están ordenados en la tabla en orden creciente de sus números atómicos, esto es, de la cantidad de protones que tienen en sus núcleos, pero Mendeléiev no podía, en su tiempo, conocer la existencia de esos protones.
· Eugen Goldstein (1850-1930): Identifica los rayos anódicos o rayos canales como constituidos por partículas positivas a los que denomina "protones".
· James Chadwick (1891-1985): Demuestra la existencia de neutrones, con masa similar a la de los protones pero sin carga eléctrica.
· Joseph John Thomson (1856-1940): Estudia los rayos catódicos a los que denomina "electrones" y determina su relación carga/masa. Esboza el átomo como una masa de carga positiva dentro de la cual se incrustan las partículas negativas. Y deberían ser iguales en cantidad esas cargas positivas y negativas ya que el átomo resulta neutro.
· Ernest Rutherford (1871- 1937): Desarrolla la idea de un núcleo atómico constituido por protones positivos con electrones negativos que giran alrededor de él. Asimismo sus estudios permiten descubrir los rayos alfa (núcleos de Helio doblemente ionizados), los beta (electrones) y los gama (energía pura).
· Niels Bohr (1885-1962): En los átomos los electrones no giran en cualquier lugar alrededor del núcleo. Lo hacen en niveles específicos de energía ("estados estacionarios") correspondientes a determinados "cuantos" de energía. Estos niveles son K, L, M, N, O, P y Q (antiguamente), o 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 (actualmente). La energía de cada uno de estos niveles es exacta (está "cuantizada) de manera que siempre será un número exacto de longitudes de onda. Éstos son los niveles de energía permitidos y nunca un electrón podrá ubicarse fuera de alguno de ellos. Mientras que un electrón se encuentre en un "estado estacionario" no irradiará energía. Cuando un átomo absorbe una cantidad de energía suficiente, puede saltar a una capa más externa ("transición forzada"). Cuando regrese a su estado inicial ("estado basal") emitirá una cantidad de energía correspondiente a la diferencia entre esas capas ("transición espontánea").
· Arnold Sommerfeld: Plantea que los niveles están formados por capas más pequeñas o subniveles (s, p, d y f) y considera órbitas no circulares sino elípticas.
· Werner Heisenberg (1901-1976): Enunció su "principio de incertidumbre", que puede expresarse diciendo que no puede conocerse con exactitud, al mismo tiempo, la posición y la velocidad de una partícula subatómica. Para determinar su posición debemos detenerla, con lo que perdemos la medida de su velocidad. Para determinar su velocidad debemos hacerlo en movimiento, con lo que no podemos establecer su posición.
· Erwin Schrödinger (1887-1961): Desarrolla el llamado "modelo cuántico del átomo" o "modelo probabilístico", planteando una ecuación matemática ("ecuación de onda") que permite calcular la probabilidad de encontrar un electrón girando en un momento dado en una región del espacio a la que llama "orbital atómico".
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¿Qué es la Química?


Es una ciencia natural que estudia:
· la estructura de la materia,
· sus propiedades o características,
· su composición,
· sus cambios,
· los factores o condiciones que afectan esos cambios,
· las energías consumidas o liberadas en esos cambios.

Definición tomada de Carlos Javier Mosquera Suárez
Universidad Distrital Francisco José de Caldas - Colombia
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Experimentos: ácidos, bases, indicadores químicos

Experimentos: combustión del azúcar, catalizadores

Experimentos: Encendiendo fuego con una patata (papa)