La Electronegatividad

La electronegatividad.

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente.

La electronegatividad es un número que indica la capacidad de un átomo de atraer para si mismo el electrón que se comparte en un enlace covalente.

Esta electronegatividad oscila entre 0.7 y 4.0 y a medida que el número es mas grande significa que el átomo tiene una mayor tendencia a "apropiarse" del electrón compartido. 

El flúor es el mas capaz de atraer los electrones a si mismo y por ello se le ha asignado el valor máximo de 4.0 mientras que el Francio (Fr) es el de menos capacidad es ese menester y recibe la electronegatividad mínima de 0.7. Como regla general los metales tienden a tener baja electronegatividad y los no metales tienden a tenerla alta. 

La electronegatividad de los elementos representativos sigue cierto patrón dentro de la tabla periódica como puede verse en la figura 5 a continuación, donde el tono de color se ha incrementado a medida que sube la electronegatividad. Observe que la magnitud crece desde la equina inferior izquierda hacia la superior derecha; observe también que no se ha asignado electronegatividad a los gases nobles ya que estos ni ceden ni atraen electrones.

Los elementos nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F), y cloro (Cl) son los mas electronegativos de la tabla periódica ellos son los mas "golosos" de electrones y conviene conocerlos y saber donde están en la tabla.

La utilidad mas importante de la electronegatividad (además de otras) radica en que nos permite entender que tipo de enlace se producen entre los átomos. Cuando son no metales y tienen la misma electronegatividad el resultado es que comparten equitativamente el electrón dando lugar a un enlace covalente puro. Este es el caso de las moléculas formadas por los gases oxígeno (O2), hidrógeno (H2), cloro (Cl2) y nitrógeno (N2).

Si los átomos tienen diferente electronegatividad el electrón de enlace está mas tiempo cerca del elemento con mayor electronegatividad, es como si lo "capturara" mas tiempo, y el resultado final es una cierta acumulación de electrones de ese lado de la molécula, de esta forma la unión se polariza es decir, por lo general hay mas cargas negativas (electrones) del lado del átomo mas electronegativo (lo que le da cierta carga negativa) que del otro lado (el de menos electronegatividad) y a su vez este último queda parcialmente cargado positivamente. A este tipo de enlace se le llama enlace covalente polarizado y por extensión a la sustancia formada se le dice sustancia polar. Son sustancias polares, lo que significa que tienen enlaces covalentes polarizados, el H2O, el HCl y otras muchas.

El gran químico Linus Pauling quien creó y desarrolló el concepto de electronegatividad, a su vez estableció la proporción covalente-iónico de los enlaces de acuerdo a esta magnitud, él propuso que cuando la diferencia en la electronegatividad era de 1.7 el enlace tenía 50% de carácter covalente y 50% de carácter iónico. Para diferencias mayores, el porcentaje crece en la dirección iónica y en caso contrario en la dirección covalente.

Solo para el caso de diferencia de electronegatividad igual a cero (ΔEN = 0) el enlace es puramente covalente y este es el caso de los enlaces de átomos iguales como los gases tratados arriba, de cualquier otra forma el enlace es parcialmente covalente y parcialmente iónico (la inmensa mayoría de los enlaces entre átomos diferentes).

Ante esta disyuntiva, se ha tenido que utilizar una convención para denominar los enlaces de acuerdo a su naturaleza y generalmente esta es la siguiente:

Diferencia de electronegatividad

Tipo de enlace

• Si tienen ΔEN = 0 (100% covalente)          ===>                           Covalente
• Si tienen ΔEN < 1.7 (menos del 50% iónico)    ===>                    Covalente-polar
• Si tienen ΔEN > 1.7 pero es entre dos no metales  ===>            Covalente polar
• Si tienen ΔEN > 1.7 y es entre un metal y un no metal   ===>    Iónico

Como ya se ha dicho antes, la naturaleza no ve las cosas "en blanco y negro" y vale aclarar aquí que cuando se producen enlaces entre átomos diferentes no siempre se alcanza el compuesto mas estable posible (se cumple la regla de los octetos) hay casos en los que, dadas las condiciones de reacción, los productos resultantes son estados intermedios menos estables y en los que alguno de los átomos involucrados no alcanzan los 8 electrones en la última capa, por ejemplo, el caso del monóxido de carbono CO que es una etapa intermedia en la formación de CO2 (la forma mas estable) pero que aun así puede existir como compuesto libre.

Características De La Electronegatividad 

• La electronegatividad es la capacidad de un átomo de atraer electrones hacia el cunado forma un enlace químico en una molécula. 
• esta determinada por dos magnitudes: la masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. 
• La electronegatividad en la tabla periódica disminuye de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda.
• 
  
  EL ELEMENTO MAS ELECTRONEGATIVO ES EL FLÚOR Y EL MENOS ELECTRONEGATIVO O MAS ELECTROPOSITIVO ES EL FRANCIO. 
• Los mas electronegativos son los elementos no metálicos y los menos los metálicos 

Configuración Electrónica

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 

La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Dos electrones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecano cuántico diferente.
En el átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón, se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos:

• El número cuántico 
  
  principal (n), que está relacionado con la energía del electrón. esto demuestra el tamaño del orbital 0-7 

• El (primer) número cuántico orbital (l), que es un entero positivo que está relacionado con el momento angular y está relacionado también con las correcciones energéticas del nivel orbital. Esta significa la forma del átomo. S, P, D, F

• El segundo número cuántico orbital o número cuántico magnético (m), que es número entero (positivo, negativo o cero), relacionado con el tercer componente del momento angular. S=1 P=3 D=5 F=7 

• El número cuántico de spín (s), que para un electrón toma los valores +1/2 o -1/2.  

En resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

Bloques de la tabla periódica:Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica.

Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones son más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. 

Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos. Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama.

*Regla del octeto: Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de spín +1/2 y otro de spín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que se completa con 2 electrones.

Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 hidrógenos (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2. 

En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%.

Distribución Electrónica:    EDIFICACIÓN PROGRESIVA DE AUFBAU 

Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. 

1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P 6S 4F 5d 6P 7S 5F 6d 7P

Tabla de la configuración electrónica

TIPOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Existen cuatro tipos de configuración electrónica , ellos son :

Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica considerando la configuración estándar (la que se obtiene del rayado electrónico) . Recuerda que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen.

Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar , se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A ) , donde el número atómico del gas , coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son (He , Ne, Ar , Kr , Xe y Rn ).

Configuración desarrollada: Consiste en representar todos los electrones de un átomo , empleando flechas para simbolizar el spin de cada unos. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund


Configuración semidesarrollada: Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada . Aquí solo se representan los electrones del último nivel de energía.

Los Ácidos y Los Oxidos

Ácido

Para otros usos de este término, véanse Sabor ácido y LSD.
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). 

Propiedades de los ácidos

-Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.

-Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y  deja incolora a la fenolftaleína.

-Son corrosivos.

-Producen quemaduras de la piel.

-Son buenos conductores de electricidad en disoluciones  acuosas.

-Reaccionan con metales activos formando una sal e  hidrógeno.

-Reaccionan con bases para formar una sal más agua.

-Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más  agua.

oxido

Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (el cual, normalmente, presenta un estado de oxidación-2),1 y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos,los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes.

oxido básico

Un óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un elemento metálico con el oxígeno.
metal + oxígeno = óxido básico

Ejemplos:

• óxido cuproso = Cu2 O

• óxido cúprico = Cu O

• óxido ferroso = Fe O

• óxido férrico = Fe2O3

Este tipo de nomenclatura necesita de los siguientes vocablos (que irán antes del los nombres de los elementos de la fórmula)

• mono (1) - hexa (6)

• di (2) - hepta (7)

• tri (3) - octa (8)

• tetra (4) - non (9)

• penta (5) - deca (10)
• 
  

Diferentes nomenclaturas de los óxidos básicos

Fórmula	Nomenclatura	Números de átomos	Numerales de stock
CaO	óxido de calcio	óxido de calcio	óxido de calcio
Cu2O	óxido cuproso	Monóxido de dicobre	óxido de cobre (I)
CuO	óxido cúprico	Monóxido de cobre	óxido de cobre (II)
FeO	óxido ferroso	Monóxido de hierro	óxido de hierro (II)
Fe2O3	óxido férrico	Trióxido de dihierro	óxido de hierro (III)

                       

oxido acido

La suma de los estados de oxidación de los elementos intervinientes debe ser igual a cero, para lo cual se busca el múltiplo común menor entre las cargas y agregar un subíndice por el cual multiplicar la carga para que sea igual al múltiplo común encontrado. Conforme a la IUPAC, los elementos se escriben en la fórmula molecular en orden creciente de electronegatividad. En este caso, primero se escribe el no metal y luego el oxígeno.

Ejemplos:

Cl+12O-2 óxido hipocloroso

Cl+32O-23 óxido cloroso

Cl+52O-25 óxido clórico

Cl+72O-27 óxido perclórico


Si presenta cuatro estados de oxidación, el nombre del no metal puede modificarse de la siguiente manera: hipo...oso para el menor; ...oso; ...ico y per...ico para el mayor. Ej: el cloro presenta cuatro estados de oxidación: +1, +3, +5 y +7, las fórmulas moleculares y nomeclaturas correspondientes son:

Cl2O = Anhídrido hipocloroso.

Cl2O3 = Anhídrido cloroso.

Cl2O5 = Anhídrido clórico.

Cl2O7 = Anhídrido perclórico.

Nomenclatura Sistemática (por atomicidad): los óxidos ácidos se nombrarán en función de la cantidad de átomos que presenta el compuesto en su fórmula molecular. Primero se hará referencia al oxígeno y luego al no metal. Para ello se usarán prefijos: -mono (para uno, sólo se utiliza para el oxígeno), -di (para dos), -tri (para tres), etc. Ej:

Cl2O = Monóxido de dicloro.

Cl2O3 = Trióxido de dicloro.

Cl2O5 = Pentóxido de dicloro.

Cl2O7 = Heptóxido de dicloro.

Nomeclatura de Stock: se utiliza el nombre genérico "óxido", luego se indica el nombre del elemento y finalmente se coloca entre paréntesis y en números romanos el estado de oxidación correspondiente. Ej: También el Boro puede ser usado como ejemplo.

Cl2O = Óxido de cloro (I).

Cl2O3 = Óxido de cloro (III).

Cl2O5 = Óxido de cloro (V).

Cl2O7 = Óxido de cloro (VII)

oxido anfótero 

En Química, una sustancia anfótera es aquella que puede reaccionar ya sea como un hidrácido o como una base.1 La palabra deriva del prefijo griego amphi- (αμφu-) que significa "ambos". Muchos metales (tales como zinc, estaño, plomo, aluminio, y berilio) y la mayoría de los metaloides tienen óxidos o hidróxidos anfóteros.

Otra clase de sustancias anfóteras son las moléculas anfipróticas que pueden donar o aceptar un protón. Algunos ejemplos son los aminoácidos y las proteínas, que tienen grupos amino y ácido carboxílico, y también los compuestos autoionizables como el agua y el amoníaco.

Ejemplos

Un ejemplo común de una sustancia anfiprótica es el ion hidrogenocarbonato (o bicarbonato), que puede actuar como una base:

HCO3- + H2O está en equilibrio con H2CO3 + OH-
o como un ácido:

HCO3- + H2O está en equilibrio con CO32- + H3O+
Por lo tanto, puede aceptar o donar un protón.

El agua es el ejemplo más común, actuando como una base al reaccionar con un ácido como el ácido clorhídrico:

H2O + HCl está en equilibrio con H3O+ + Cl-,

y actuando como un ácido cuando reacciona con una base tal como el amoníaco:

H2O + NH3 está en equilibrio con NH4+ + OH-

La Reacción Quimica

reacción química 

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo; las reacciones secundarias que puedan tener lugar (es posible que no todos los productos reaccionen), la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible.

CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

A) La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.
B) Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:

• Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.
• Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.

C) Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se re ordenan en una disposición distinta.

VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Para saber si una reacción es rápida o lenta, hay que conocer la velocidad a la que transcurre.  Podemos definir velocidad de reacción como la variación de cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de tiempo.

En general, para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.

Factores que afectan a la velocidad de reacción

la velocidad de una reacción se ve influida por una serie de factores; entre ellos se pueden destacar:

Naturaleza de los reactivos

Se ha observado que según los reactivos que intervengan, las reacciones tienen distinta velocidad, pero no se ha podido establecer aún unas reglas generales.

Concentración de los reactivos

La velocidad de reacción aumenta con la concentración de los reactivos.  Para aumentar la concentración de un reactivo:

Si es un gas, se consigue elevando su presión.
Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación entre el soluto y el disolvente.

Superficie de contacto de los reactivos

Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.

Temperatura

En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.

Presencia de catalizadores

Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.


Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.

IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Estamos rodeados por reacciones químicas; tienen lugar en laboratorios, pero también en fábricas, automóviles, centrales térmicas, cocinas, atmósfera, interior de la Tierra... Incluso en nuestro cuerpo ocurren miles de reacciones químicas en cada instante, que determinan lo que hacemos y pensamos.

De toda la variedad de reacciones posibles, vamos a ver dos: las de neutralización y las de combustión. Pero antes de verlas, es necesario conocer y dominar el concepto de ácido y base.



Ácidos y bases

Las características de los ácidos y las bases se resumen en el siguiente cuadro:

Ácidos                                                     Bases

▪Tienen sabor agrio (ácido).                         ▪Tienen sabor amargo.

▪Reaccionan con ciertos metales, 

como Zn, Mg o Fe, para dar hidrógeno        ▪Reaccionan con las grasas para dar jabones.

▪Reaccionan con la bases para dar sales   ▪Reaccionan con los ácidos para dar sales


Son sustancias ácidas: el ácido clorhídrico (HCl); el ácido bromhídrico (HBr); el ácido nítrico (HNO3); el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4), entre otros Son sustancias básicas el hidróxido de amonio o amoniaco disuelto en agua (NH4OH); y los hidróxidos de los metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,...) y alcalinotérreos, como el Ca(OH)2, y Mg(OH)2, entre otros 

Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza la escala de pH, comprendida entre el 1 y el 14:

• Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo, el agua pura).
• Si una sustancia tiene un pH menor que 7, tiene carácter ácido.
• Si una sustancia tiene un pH mayor que 7, tiene carácter básico.

Cambios De Estado

cambios de estado

En física y química se denomina cambio de estado la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes en la Tierra son el sólido, el líquido y el gaseoso; no obstante, el estado de agregación más común en el Universo es el plasma, material del que están compuestas las estrellas (si se descarta la materia oscura).

• Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este proceso endotérmico (proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que la temperatura permanece constante.
• Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el proceso es exotérmico. El "punto de solidificación" o de congelación es la temperatura a la cual el líquido se solidifica y permanece constante durante el cambio, y coincide con el punto de fusión si se realiza de forma lenta (reversible); su valor es también específico.
• Vaporización y ebullición: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso.
• Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se pasa de forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la evaporación 
• Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Al proceso inverso se le denomina sublimación inversa
• Desionización: Es el cambio de un plasma a gas.
• Ionización: Es el cambio de un gas a un plasma.

MEZCLAS Y MÉTODOS DE SEPARACIÓN 

SUSTANCIAS:

Toda sustancia tiene un conjunto único de propiedades (características que nos permiten identificarlas) y distinguirlas de otras sustancias. Una sustancia tiene una composición fija y propiedades que la distinguen. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas. 

Mezclas:

Las propiedades físicas son las que podemos medir sin cambiar la identidad de la sustancia, por ejemplo, color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza. Las propiedades químicas describen la forma en que una sustancia puede cambiar (reaccionar) para formar otras sustancias. 

Cuando dos o más sustancias puras se mezclan y no se combinan químicamente, aparece una mezcla. Una mezcla puede ser separada en sus componentes (sustancias) simplemente por métodos físicos. Estas pueden ser clasificadas en homogéneas y heterogéneas. 

Mezclas heterogéneas:

no son uniformes; en algunos casos, puede observarse la discontinuidad a simple vista (sal y carbón, por ejemplo); en otros casos, debe usarse una mayor resolución para observar la discontinuidad. Estas mezclas heterogéneas se les llama coloide (emulsiones y suspensiones)

Mezclas homogéneas:

son totalmente uniformes (no presentan discontinuidades al ultramicroscopio) y presentan iguales propiedades y composición en todo el sistema, algunos ejemplos son la salmuera, el aire. Estas mezclas homogéneas se denominan soluciones.

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias dispersadas como moléculas, átomos o iones, en vez de permanecer como agregados de regular tamaño. 

Existen soluciones donde las sustancias que se mezclan tienen distintos estados de agregación; así, hay soluciones de gas en gas (en realidad, todas las mezclas de gases son soluciones), de gas en líquido, de líquido en líquido, de sólido en líquido, de sólido en sólido (aleaciones)

Una de las sustancias que forman la solución se denomina disolvente; suele ser el componente que se encuentra en mayor cantidad. La otra u otras sustancias en la solución se conocen como solutos.

Que es la materia?

que es la materia?

Materia es todo aquello que tiene localización espacial, posee una cierta cantidad de energía, y está sujeto a cambios en el tiempo y a interacciones con aparatos de medida. En física y filosofía, materia es el término para referirse a los constituyentes de la realidad material objetiva, entendiendo por objetiva que pueda ser percibida de la misma forma por diversos sujetos. Se considera que es lo que forma la parte sensible de los objetos perceptibles o detectables por medios físicos. Es decir es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc.

Propiedades generales

Las presentan los cuerpos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tales el caso de la masa, peso, volumen, la inercia, la energía, impenetrabilidad, porosidad, divisibilidad, elasticidad, maleabilidad, tenacidad y dureza entre otras.

Propiedades características

Permiten distinguir una sustancia de otra. También reciben el nombre de propiedades intensivas porque su valor es independiente de la cantidad de materia. Las propiedades características se clasifican en:

Físicas

Es el caso de la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, el módulo de Young y las propiedades organolépticas.

Químicas

Están constituidas por el comportamiento de las sustancias al combinarse con otras, y los cambios con su estructura íntima como consecuencia de los efectos de 
diferentes clases de energía.

Propiedades de la materia ordinaria 

Propiedades generales: Las presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, el peso, volumen. Otras, las que no dependen de la cantidad de materia sino de la sustancia de que se trate, se llaman intensivas. El ejemplo paradigmático de magnitud intensiva de la materia másica es la densidad. 

Propiedades extensivas: Son las cualidades de la materia dependientes de la cantidad de que se trate. Son aditivas y de uso más restringido para caracterizar a las clases de materia debido a que dependen de la masa o cantidad de materia. Si de las propiedades intensivas puede decirse que caracterizan a las distintas sustancias o materiales, de las propiedades extensivas puede decirse que caracterizan a los cuerpos o los sistemas materiales.

Propiedades intensivas y características: Son las cualidades de la materia independientes de la cantidad que se trate, es decir no dependen de la masa no son aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas. El ejemplo perfecto lo proporciona la densidad, que relaciona la masa con el volumen. Es el caso también del punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, etc. }

Propiedades químicas: Son propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando se combinan con otras, es decir, que les pasa en procesos por los que, por otra parte, las sustancias originales dejan generalmente de existir, formándose con la misma materia otras nuevas. Las propiedades químicas se manifiestan en los procesos químicos (reacciones químicas), mientras que las propiedades propiamente llamadas propiedades físicas, se manifiestan en los procesos físicos, como el cambio de estado, la deformación, el desplazamiento, etc.

Ejemplos de propiedades químicas:

• Corrosividad de ácidos 
• Poder calorífico o energía calórica  
• Acidez 
• Reactividad 

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS: 

• Mezclas heterogéneas: Filtración, evaporación, decantación, centrifugado, tamizado, levigación, magnetismo, sublimación, selección, floculación. 
• Mezclas homogéneas: Destilación, cromatografía, cristalización, electrolisis

Enlace Químico

Enlace químico

En química, un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.

Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.
Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia)

Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.
En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.

Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

Enlace ionico

Características:

• Esta formado por metal + no metal
• No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
• Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.
• Los compuestos formados pos enlaces ionicos tienen las siguientes características:
• Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
• Son buenos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
• Son solubles en solventes polares como el agua

Clasificación

Los iones se clasifican en dos tipos:

A) Anión: Es un ion con carga eléctrica negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más habituales son (el número entre paréntesis indica la carga).

• F- fluoruro.
• Cl- cloruro.
• Br- bromuro.
• I- yoduro.
• S 2- sulfuro.
• SO42- sulfato.
• NO3- nitrato.
• PO43- fosfato.
• ClO- hipoclorito.
• ClO2- clorito.
• ClO3- clorato.
• ClO4- perclorato.
• CO32- carbonato.
• BO3 3- borato.
• MnO4- permanganato.
• CrO42- cromato.
• Cr2O72-dicromato ((2* ácido crómico)-H2O)=H4Cr2O8 - H2O=H2Cr2O7= ácido dicrómico)

B) Catión: es un ion con carga eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

• Na+ sodio.
• K+ potasio.
• Ca2+ calcio.
• Ba2+ bario.
• Mg2+ magnesio.
• Al3+ aluminio.
• Pb2+ plomo (II).
• Zn2+ zinc (o cinc).
• Fe2+ hierro (II) o ferroso.
• Fe3+ hierro (III) o férrico.
• Cu+ cobre (I) o cuproso (aunque en verdad, este ion es Cu2(2+)).
• Cu2+ cobre (II) o cúprico.
• Hg+ mercurio (I) o mercurioso (aunque en verdad, este ion es Hg2(2+)).
• Hg2+ mercurio (II) o mercúrico.
• Ag+ plata (I).
• Cr3+ cromo (III).
• Mn2+ manganeso (II).
• Co2+ cobalto (II) o cobaltoso.
• Co3+ cobalto (III) o cobáltico.
• Ni2+ níquel (II) o niqueloso.
• Ni3+ níquel (IIII) o niquélico.
• NH4+ amonio.

Enlace covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).

Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. 

Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.

Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. En la siguiente simulación interactiva están representados 2 átomos de cloro con solo sus capas externas de electrones.