Sistema Internacional de Medidas (página 2)

  Enlace
iónico o electrovalente

Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la
transferencia de electrones de un átomo a
otro. La definición es la siguiente: "Electrovalencia es
la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar
electrones hasta adquirir una configuración estable,
formándose así combinaciones donde aparecen dos
iones opuestos".

Exceptuando solamente los gases nobles
todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma
estructura
electrónica que el gas noble
más cercano. El átomo que cede electrones se
transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que
los gana origina el ion negativo (anión).

Propiedades
generales de los compuestos iónicos

En general, los compuestos con enlace iónico
presentan puntos de ebullición y fusión muy
altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer
todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada
energía reticular.

Enlace covalente
normal

Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno
químico mediante el cual dos átomos se unen
compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no
pierden ni ganan electrones, sino que los comparten".

Un átomo puede completar su capa externa
compartiendo electrones con otro átomo.

Cada par de electrones comunes a dos átomos se
llama doblete electrónico. Esta clase de
enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas
las moléculas constituidas por elementos no
metálicos, combinaciones binarias que estos elementos
forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la
mayoría de compuestos de carbono.

Cada doblete de electrones (representado por el signo
:) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un
enlace covalente sencillo y equivale al guión de las
fórmulas de estructura.

En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple,
según se compartan uno, dos o tres pares de
electrones.

 Enlace
covalente coordinado

Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se
produce cuando dos átomos comparten una pareja de
electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los
átomos combinados.

En este caso el enlace se llama covalente dativo o
coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones
recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando
queremos simplificar la formula electrónica se pone una
flecha que va del donante al aceptor.

 Enlace
metálico

La estructura cristalina de los metales y
aleaciones
explica bastante una de sus propiedades
físicas.

  La red cristalina de los
metales está formada por átomos (red
atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy
compacta con otros varios.

En la mayoría de los casos los átomos se
ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes
de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no
están muy sujetos, sino que forman una nube
electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada
por la acción
de un campo
eléctrico. 

Compuestos químicos

Las sustancias que resultan de la unión
química de
dos o más elementos, se denominan compuestos
químicos.

De esto se infiere que un compuesto va a estar formado
por dos o más átomos diferentes.

Para que un determinado compuesto se pueda formar, los
átomos que lo constituyen se unen en proporciones fijas y
exactas.

Los compuestos se representan a través de una
fórmula química.

Por ejemplo, la sal común se denomina Cloruro de
Sodio y se forma al unirse un átomo de Sodio con un
átomo de Cloro.

La fórmula química del Cloruro de Sodio es
NaCl. Esto indica que un átomo de Sodio (Na) y un
átomo de Cloro (Cl) se han unido, formando una
molécula de este compuesto.

La unión de los átomos de un compuesto se
realiza a través de un enlace
químico.

Los compuestos se pueden descomponer en sus elementos,
utilizando métodos
químicos adecuados.

La fórmula química -además de
representar los elementos que participa en el compuesto- incluye
el número de átomos que forman parte de esa
sustancia.

Por ejemplo, la formula química del agua
es H2O. Esto significa que para formar una molécula
de agua se deben
unir dos átomos de Hidrógeno con un átomo de Oxígeno.

Tenemos también el caso de la glucosa, que
es uno de los productos de
la fotosíntesis. Su fórmula
química es C6H12O6. Esto significa que participan
seis átomos de Carbono, doce átomos de
Hidrógeno y seis átomos de Oxígeno. Si se
varía la proporción de átomos se
formará un compuesto distinto.

• Clasificación

Los compuestos químicos se pueden clasificar en
dos grupos. Ello
depende de su composición química,
específicamente de si contienen átomos de carbono
(C).

Según este criterio, se clasifican en:

a) Compuestos orgánicos: son todos
aquellos en los cuales el componente más importante es el
Carbono. Éste se une con otros elementos como
pueden ser el Oxígeno, Hidrógeno u
otros.

La glucosa, de la cual te hablábamos antes,
también es un compuesto orgánico.

b) Compuestos inorgánicos: son todos
aquellos compuestos que están formados por distintos
elementos, pero su componente principal no es el
Carbono.

Por ejemplo, el agua es
igual a H2O, y eso es igual a 2 átomos de Hidrógeno
mas 1 átomo de Oxígeno.

El amoniaco es igual a NH3 y eso es igual a 1
átomo de Nitrógeno mas 3 de
Hidrógeno.

También es un compuesto inorgánico el
Anhídrido carbónico, el cual se encuentra en la
atmósfera
en estado gaseoso
y los seres vivos lo eliminan hacia ella a través de la
respiración. Su fórmula
química es CO2, o sea, un átomo de Carbono y dos de
Oxígeno.

El CO2 es ocupado por los vegetales en el proceso de
fotosíntesis para fabricar glucosa.
Importante es aclarar que el CO2, aunque contiene Carbono, no es
orgánico porque tampoco contiene
Hidrógeno.

• Un listado

Tanto los compuestos
orgánicos como algunos inorgánicos forman parte
de la materia viva.

Los azúcares, grasas,
vitaminas,
proteínas son sustancias
orgánicas.

A continuación, te presentamos una lista de
compuestos, con su correspondiente fórmula

• Inorgánicos

Orgánicos

Distintas mezclas

Las mezclas son
sustancias que se forman cuando se unen elementos y
compuestos.Sin embargo, esta unión no es
en una proporción determinada sino variable.

En la mezcla, la unión que se produce entre los
componentes es física y no química. Por lo
tanto, cada componente de la mezcla mantiene sus propiedades
específicas.

Son ejemplos de mezclas:

• Agua con tierra.
• Leche con café.
• Vinagre con aceite.

La tierra y la mayor parte de las rocas, los
animales, las
plantas, el
carbón, el
petróleo, el aire el gas, los
ríos, los lagos y los mares son ejemplos visibles de lo
que se entiende por mezcla.

Las mezclas pueden clasificarse en dos grupos: mezclas
homogéneas y mezclas heterogéneas.
Veamos.

• Homogéneas

Son aquellas en las cuales sus componentes no se
pueden visualizar a simple vista.

Por ejemplo, el aire atmosférico. En él
encontramos elementos y compuestos en una relación
variable, ya que las condiciones pueden modificarse, pero esta
mezcla sigue siendo aire.

El aire está formado por la unión de
varios gases como son: Oxígeno, Nitrógeno,
Anhídrido carbónico, vapor de agua y Ozono.
Además, tiene otros componentes como el polvo, humo,
cenizas, partículas contaminantes y gases inertes
(Argón, Neón, Helio, etcétera. )

También son mezclas homogéneas el gas
licuado y la leche.

• Heterogéneas

Son aquellas en las cuales sus componentes pueden ser
observados a simple vista.

Por ejemplo, al unir harina con limadura de Fierro, se
forma una mezcla heterogénea, ya que a pesar de la
unión o mezcla de los componentes, la harina y la limadura
son completamente identificables.

Otro ejemplo clásico es unir agua con aceite,
donde el agua y el aceite se separan formando dos fases. El
aceite queda arriba y el agua abajo.

La disolución o
solución

Este es un tipo de mezcla homogénea, en la cual
participan dos componentes, y se combinan entre ellos en
cantidades variables.

En toda solución se reconoce un solvente,
el cual es el componente de la mezcla que se encuentra en mayor
cantidad y el soluto es el componente que participa en
menor cantidad.

Un ejemplo de solución es mezclar
agua con azúcar, el agua es el solvente y el azúcar
es el soluto. En este caso el agua disuelve al
azúcar.

Las sustancias y su
clasificación

Las sustancias son porciones de materia
que se pueden clasificar en elementos, compuestos químicos
y mezclas. Para conocerlas mejor, analizaremos cada una de
ellas.

Comenzaremos con los elementos.

Definición

Los elementos son sustancias químicas formadas
por átomos de la misma naturaleza y
poseen las mismas características físicas y
químicas. Los elementos no se pueden descomponer en
sustancias más sencillas y los átomos que forman
cada elemento poseen el mismo número de
protones.

Existen más de 100 elementos
químicos identificados. Cada uno de ellos se representa a
través de una o dos letras, lo que recibe el nombre
de símbolo químico.

Por ejemplo, el cobre. Este es
un metal muy explotado en Chile y de múltiples usos. Su
símbolo es Cu.

Otro elemento, muy importante para la subsistencia de
los seres vivos, es el Oxígeno. Se simboliza con la letra
O.

• La tabla periódica

Los científicos se han dedicado a ordenar los
elementos químicos en una
tabla periódica de los
elementos. Contiene filas y columnas,
considerando las propiedades químicas de cada uno de
ellos.

Importancia de los electrones

Los electrones tienen un rol muy importante en las
transformaciones que sufre la materia, cuando se
unen distintos átomos para formar nuevas
sustancias.

Por ejemplo, cada vez que a un átomo se le
entrega energía externa, los electrones son capaces de
moverse. Lo hacen ya sea acercándose al núcleo o
bien saliendo de ese átomo para unirse con otro y formar
moléculas.

Las moléculas pueden estar formadas por
átomos iguales o átomos distintos.

La unión de dos o de muchos átomos forma
sustancias nuevas.

La tabla
periódica de los elementos

Los científicos se han dedicado a ordenar los
elementos químicos en una tabla periódica de los
elementos. Contiene filas y columnas, considerando las
propiedades químicas de cada uno de ellos.

Hay elementos que cumplen funciones
importantes en nuestra vida cotidiana. Algunos son:

• Plata (Ag)= Utilizada para la
  confección de utensilios y joyas, especialmente por
  nuestros antepasados, los mapuche.
• Oro (Au)= Metal muy valioso, buscado con
  mucho entusiasmo por los conquistadores al llegar a América.
• Mercurio (Hg)= Metal de variados usos, el
  más conocido de ellos es el que se la da en los
  termómetros.
• Carbono (C) = Elemento básico que
  forma parte del organismo de todos los seres
  vivos.
• Calcio (Ca)= Elemento que se encuentra en la
  leche. Da solidez y resistencia a los huesos.
• Sodio (Na) Cloro (Cl) y Potasio (K) = Son
  fundamentales para el buen funcionamiento de la neurona
  (célula nerviosa).

Los seres vivos no requieren de grandes aportes de estos
elementos, por el contrario, sólo los necesitan en muy
pequeñas cantidades. Sin embargo, si no obtienen algunos
de ellos en la cantidad necesaria, aunque ésta sea
ínfima, pueden sufrir graves alteraciones en el
funcionamiento de su organismo.

Gases

La materia puede
presentarse en tres estados: sólido, líquido y
gaseoso. En este último estado se encuentran las
sustancias que denominamos comúnmente "gases".

Ley de los
gases Ideales

Según la teoría
atómica las moléculas pueden tener
o no cierta libertad de
movimientos en el espacio; estos grados de libertad
microscópicos están asociados con el concepto de orden
macroscópico. Las libertad de movimiento de
las moléculas de un sólido está restringida
a pequeñas vibraciones; en cambio, las
moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y
sólo están limitadas por las paredes del recipiente
que las contiene.

Se han desarrollado leyes
empíricas que relacionan las variables
macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio
realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la
presión
(p), el volumen
(V) y la temperatura
(T). 

La ley de Boyle –
Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y
presión de un gas, manteniendo la temperatura constante:
P1. V1 = P2
. V2 

La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a
presión constante, es directamente

proporcional a la temperatura absoluta: *

La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la
presión de un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta del sistema:
*

* En ambos casos la temperatura se mide en kelvin (273
ºK = 0ºC) ya que no podemos dividir por cero, no existe
resultado.

De las tres se deduce la ley universal de los
gases:

Teoría Cinética de los
Gases

El comportamiento
de los gases, enunciadas mediante las leyes anteriormente
descriptas, pudo explicarse satisfactoriamente admitiendo la
existencia del átomo. 

El volumen de un gas: refleja simplemente la distribución de posiciones de las
moléculas que lo componen. Más exactamente, la
variable macroscópica V representa el espacio
disponible para el movimiento de una
molécula. 

La presión de un gas, que puede medirse con
manómetros situados en las paredes del recipiente,
registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las
moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en
ellas. 

La temperatura del gas es proporcional a la
energía cinética media de las moléculas, por
lo que depende del cuadrado de su velocidad. 

La reducción de las variables
macroscópicas a variables mecánicas como la
posición, velocidad, momento lineal o energía
cinética de las moléculas, que pueden relacionarse
a través de las leyes de la
mecánica de Newton, debería de
proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En
general, esto resulta ser cierto.

La teoría
física que
relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina
teoría cinética de los gases. Además de
proporcionar una base para la ecuación de estado del gas
ideal. La teoría cinética también puede
emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases,
entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares
y las propiedades de transporte
como la conductividad térmica, el coeficiente de
difusión o la viscosidad.

Densidad de un gas

En un determinado volumen las moléculas de gas
ocupan cierto espacio. Si aumenta el volumen (imaginemos un globo
lleno de aire al que lo exponemos al calor
aumentando su temperatura), la cantidad de moléculas (al
tener mayor espacio) se distribuirán de manera que
encontremos menor cantidad en el mismo volumen anterior. Podemos
medir la cantidad de materia, ese número de
moléculas, mediante una magnitud denominada masa. La
cantidad de moléculas, la masa, no varía al
aumentar o disminuir (como en este caso) el volumen, lo que
cambia es la relación masa  volumen. Esa
relación se denomina densidad (). La
densidad es
inversamente proporcional al volumen (al aumentar al doble el
volumen , manteniendo constante la masa, la densidad disminuye a
la mitad) pero directamente proporcional a la masa (si aumentamos
al doble la masa, en un mismo volumen, aumenta al doble la
densidad).

Hipótesis de
Avogadro

Esta hipótesis establece que dos gases que
posean el mismo volumen (a igual presión y temperatura)
deben contener la misma cantidad de
moléculas. 

Cada molécula, dependiendo de los átomos
que la compongan, deberán tener la misma masa. Es
así que puede hallarse la masa relativa de un gas de
acuerdo al volumen que ocupe. La hipótesis de Avogadro
permitió determinar la masa molecular relativa de esos
gases. 

Analicemos el orden lógico que
siguió:

2. La masa de 1 litro de cualquier gas es la masa de
   todas las moléculas de ese gas.
3. Un litro de cualquier gas contiene el mismo
   número de moléculas de cualquier otro
   gas
4. Por lo tanto, un litro de un gas posee el doble de
   masa de un litro otro gas si cada molécula del primer
   gas pesa el doble de la molécula del segundo
   gas.
5. En general las masas relativas de las
   moléculas de todos los gases pueden determinarse
   pesando volúmenes equivalentes de los
   gases.

En condiciones normales de presión y temperatura
(CNPT) [ P = 1 atm y T = 273 ºK ] un lito de
hidrógeno pesa 0,09 g  y un litro de oxígeno
pesa 1,43 g. Según la hipótesis de Avogadro ambos
gases poseen la misma cantidad de moléculas. La
proporción de los pesos entre ambos gases es: 1,43 : 0,09
= 15,9 (aproximadamente) 16. Es la relación que existe
entre una molécula de oxígeno e hidrógeno es
16 a 1. Las masas atómicas relativas que aparecen en la
tabla periódica están consideradas a partir de un
volumen de 22,4 litros en CNPT.

Ley de los Gases Generalizada

Como consecuencia de la hipótesis de Avogadro
puede considerarse una generalización de la ley de los
gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol
de molécula de gas) es el mismo para todos los gases
en CNPT, entonces podemos considerar que el mismo para todos los
gases ideales a cualquier temperatura y presión que se
someta al sistema. Esto es cierto por que las leyes que gobiernan
los cambios de volumen de los gases con variaciones de
temperatura y presión son las mismas para todos los gases
ideales. Estamos relacionando proporcionalmente el número
de moles (n), el volumen, la presión y la
temperatura: P.V ~ n T. Para establecer una
igualdad
debemos añadir una constante (R)
quedando:

P.V = n . R . T

El valor de
R podemos calcularlo a partir del volumen molar en
CNPT:

Por definición n (número de moles)
se calcula dividiendo la masa de un gas por el Mr (la masa
molecular relativa del mismo).

Que es otra forma de expresar la ley general de gases
ideales.

LOS
GASES NOBLES.

ÁCIDOS, BASES Y
SALES

Esta familia incluye
al helio (he), neon (ne), argon (ar), cripton (kr), xenon (xe) y
radon (rn). los gases nobles existen en forma de atomos gaseosos
monoatómicos (solos) que no tienden a participar en
reacciones con otros elementos.

Todos loa gses nobles poseen un nivel energético
externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho
en todos los demas). esta distribución estable de
electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.
alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es
argon, y los otros gases nobles estan presentes en cantidades muy
pequeñas. a excepcion del helio, que se extrae de pozos de
gas natural,
estos elementos se separan del aire licuado.

Durante la decada de 1890, el químico escoses sir
william ramsey y sus colaboradores, descubrieron la existencia de
todos estos elementos excepto el helio y el radon. cunado
janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio par
estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva linea en el
espectro. se concluyo que el sol tenia un
elemento aun no descubierto que mas tarde recibio el nombre de
helio, derivado de la palabra griega helios, que significa el "
sol". el primer descubrimiento de la presencia de helio en la
tierra tuvo lugar en 1895, cuando ramsey encontro una muestra de
mineral de uranio producia helio gaseoso. el radon es un gas
radioactivo descubierto en 1900 por friedrich dorn, fisico quien
encontro que se producia este elemento durante la
descomposición radioactiva del elemento radio.

Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el
helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zepelines), y
para mantener bajo presion el combustible liquido de los cohetes
saturno. la propiedad que
distingue a los gases nobles como grupo, es su
calidad de
"inertes". por ejemplo, el helio y el argon se emplean en la
soldadura del
arco y en procesos
metalúrgicos, para evitar la reaccion de los materiales con
el oxigeno y el
nitogeno del aire. las bombillas de luz y los tubos
fluorescentes se llenan con una mezcla de argon y
nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para
prolongar la vida del filamento. el cripton es mas costoso, pero
se utiliza para aumentar la eficiencia y
brillantes de ciertas bombillas de lampara de mano y de
aditamentos de destello electrónico que se emplea en
fotografia. la brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de
neon se produce cuando se hace pasar una corriente electrica a
travez de un tubo que contiene gas neon a baja presion. la
naturaleza no reactiva de los gases nobles los hace muy
valiosos.

Dos tipos de compuestos químicos que presentan
características opuestas. Los ácidos
tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa
que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con
ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen
sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto
jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un
ácido con otra de una base, tiene lugar una
reacción de neutralización.

Los ácidos y las bases son disoluciones acuosas
que se caracterizan porque se disocian en iones hidrogeno,
cuando son ácidos y en iones hidróxido cuando son
bases.
Los primeros tienen sabor agrio; reaccionan en los metales
produciendo efervescencia y las bases son de sabor amargo,
disuelven el azufre, se usan en la fabricación de jabones
a partir de grasas y aceites.
Todas estas disoluciones tienen un uso común en las
actividades diarias de los hogares, oficinas, industria,
etcétera; se usan como limpiadores, blanqueadores y
materia
prima.

ÁCIDOS, BASES Y
SALES

ACIDOS Y BASES SEGUN
ARRHENIUS

Svante Arrhenius químico sueco quien durante el
período de 1883-1887 desarrollo su
teoría de la disociación electrolítica
propuso que en soluciones
acuosas los electrólitos fuertes existen principalmente
como partículas cargadas llamadas iones.
Estos iones se mueven con relativa libertad en solución y
durante la electrólisis. Las conclusiones de Arrhenius
se basaron principalmente en sus experimentos
sobre el punto de congelación de las soluciones.
Arrhenius entonces definió a los ácidos como
sustancias del tipo HX que en solución se disocian
produciendo H+ y X-, definiendo a las bases MOH, como sustancias
que en solución producen M+ y OH-, y a la
neutralización como el resultado de la combinación
de esos iones.ACIDOS Y BASES
SEGUN BRONSTED-LOWRY
Los ácidos y bases según Brönsted –Lowry
los ácidos sustancias que ceden protones, las bases son
sustancias capaces de aceptar protones.
De acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry, un
ácido es la especie que contiene hidrógeno en el
cual el enlace covalente que une al hidrógeno se puede
romper de manera que se libere el ion hidrógeno. Una base
es una especie que es capaz de formar un nuevo enlace covalente
con un protón donado por un ácido.ACIDOS Y BASES
SEGÚN LEWIS
Entre los años 1915 y 1938, el químico
norteamericano G.N. Lewis realizó estudios acerca de
ácidos y
bases y encontró muchos ejemplos que apoyan los cuatro
criterios sobre ácidos y bases, que son el punto de
partida de su trabajo:

Lewis definió un ácido como una substancia
que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo
6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base
como una substancia capaz de donar un par de electrones(tiene un
octeto, pero por lo menos un par de electrones no
compartidos).

SALES

Las sales son compuestos iónicos formados por los
cationes de las bases y los aniones de los ácidos, se
obtienen por reacción de los ácidos con los
metales, las bases u otras sales, y por reacción de dos
sales que intercambian sus iones.

Las sales se clasifican de acuerdo a las fuerzas de los
ácidos y las bases de las cuales se derivan:

Las sales que contienen átomos de
hidrógeno sustituibles son sales ácidas, por
ejemplo, el carbonato ácido de sodio (bicarbonato de
sodio), NaHCO3.
Las sales básicas son aquéllas que poseen
algún grupo hidróxido, por ejemplo el sulfato
básico de aluminio,
Al(OH)SO4.

CONCEPTO DE MEZCLA Y COMPUESTO
QUÍMICO

La materia puede estar formada por moléculas
diferentes y en ese caso se llama una MEZCLA o por
moléculas que son todas iguales que es lo que
llamaríamos un

COMPUESTO QUÍMICO, o una SUSTANCIA
QUÍMICAMENTE PURA.

Ejemplos importantes relacionados con la vida diaria son
el aire y el agua.

El aire está formado, en su mayor
proporción, por moléculas de nitrógeno y de
oxígeno, esto significa que el oxígeno y el
nitrógeno son dos sustancias completamente independientes,
entre las cuales no existe ninguna unión. Los enlaces
químicos son en este caso de átomos de
oxígeno con otros átomos de oxígeno, los de
los átomos de nitrógeno son con otros átomos
de nitrógeno, por eso el aire es una mezcla. En el aire
hay más sustancias solo nos hemos referido a las dos
más importantes.

Como entre N2 y O2 no hay enlace
químico los puedo separar por procedimientos
FÍSICOS (cambios de estado, cromatografía, solubilidad, etc. ).
Utilizamos el oxigeno del aire en la
respiración.

Sin embargo el agua es un compuesto químico en el
que cada átomo de oxígeno está unido con dos
de hidrógeno compartiendo sus electrones, si quiero
separarlos hay que aportar energía que rompa primero el
enlace.

El oxígeno del agua no lo podemos utilizar para
respirar, primero tendríamos que romper la unión
con el hidrógeno y para ello se necesita una
energía y unas condiciones que nuestro organismo no puede
realizar.

En la naturaleza es muy difícil encontrar
compuestos químicos o sustancias químicamente
puras, en general lo que tenemos son mezclas.

Las mezclas pueden ser homogéneas y
heterogéneas. En las primeras como indica su nombre no se
distinguen a simple vista los componentes y se conocen con el
nombre de disoluciones. El aire sería una
disolución. Si echamos sal en el agua la sal desaparece
formando una mezcla homogénea, se trata de una
disolución y como es una mezcla podremos separar los
componentes por un procedimiento
físico, en esta caso bastaría con dejar evaporar el
agua.

Compuestos Químicos

1. Óxidos
2. Ácidos
3. Bases
4. Sales

Óxidos

Son un extenso grupo de compuestos binarios que resultan
de la unión de un metal o no metal con el oxigeno. Se
clasifican en óxidos básicos u óxidos
metálicos y óxidos ácidos u no
metálicos.

Óxidos
Metálicos:

Son compuestos con elevado punto de fusión que se
forman como consecuencia de la reacción de un metal con
él oxigeno. Esta reacción es la que produce la
corrosión de los metales al estar expuesto
al oxigeno del aire.

Un ejemplo de formación de un óxido
metálico es la reacción del magnesio con él
oxigeno, la cual ocurre con mayor rapidez cuando se quema una
cinta de magnesio. La cinta de magnesio de color
grisáceo se torna en un polvo blanco que es el
óxido de magnesio. Ecuación:

Magnesio + Oxigeno Óxido de Magnesio

2mg + O2 2mgO

Los Óxidos Metálicos se denominan
también Óxidos Básicos por que tiene la
propiedad de reaccionar con el agua y formar bases o
hidróxidos.

Ejemplo: Óxido de Magnesio + Agua
Hidróxido de Magnesio

mgO + H2O mg (OH)2

Las bases se pueden reconocer fácilmente a
través de un cambio de color en un indicador
acido-básico como el papel tornasol. Las disoluciones
básicas tornan el papel tornasol rosado a un color azul al
entrar en contacto con ella.

Óxidos No Metálicos u
Ácidos:

Los óxidos no metálicos son compuestos de
bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no
metal con el oxigeno. Se denominan también
anhídridos y muchos de ellos son gaseosos.

Ejemplo: Carbono + Oxigeno Dióxido de
Carbono.

C + O2 CO2

Cuando los óxidos metálicos reaccionan con
el agua forman ácidos, por lo que se le llaman
también óxidos ácidos.

Ejemplo: Dióxido de Carbono + Agua Acido
Carbónico

CO2 + H2O H2CO3

Los Ácidos se pueden también reconocer por
el cambio de color de un indicador ácido-base como el
papel tornasol. Las disoluciones ácidas tornan el papel
tornasol azul a un color rosado al entrar en contacto con
ella.

Los ácidos producidos por la reacción de
los óxidos no metálicos con el agua se denominan
Oxácidos debido a que contienen Oxigeno.

Ácidos

Los ácidos y las bases son
grupos de compuestos que pueden ser identificados
por su acción frente a los
indicadores.

Los hidrácidos y los oxácidos se forman de
la siguiente manera:

• Al reaccionar un no metal con el hidrogeno se forma
  un hidrácido.

Ejemplo: Cloro + Hidrogeno Acido
Clorhídrico

Cl2 + H2 2HCl

• Al reaccionar un óxido ácido con agua
  se forma un oxácido.

Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua Acido
Sulfúrico.

SO3 + H2O H2SO4.

Propiedades de Los
Ácidos:

2. Tienen sabor ácido como en el caso del
   ácido cítrico en la naranja.
3. Cambian el color del papel tornasol azul a rosado,
   el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora
   a la fenolftaleina.
4. Son corrosivos.
5. Producen quemaduras de la piel.
6. Son buenos conductores de electricidad
   en disoluciones acuosas.
7. Reaccionan con metales activos
   formando una sal e hidrogeno.
8. Reacciona con bases para formar una sal mas
   agua.
9. Reaccionan con óxidos metálicos para
   formar una sal mas agua.

Bases

Son compuestos que resultan de la unión de un
oxido básico con el agua, y se forman de dos
maneras:

1. Ejemplo: Litio + agua Hidróxido de
   Litio

   2Li + 2H2O 2LiOH + H2.

2. Al reaccionar en metal activo con agua.
3. Al reaccionar un óxido básico con
   agua.

Ejemplo: Óxido de Sodio + Agua Hidróxido
de Sodio

2NaO + 2H2O 2NaOH + H2.

Propiedades de las Bases:

2. Tienen sabor amargo.
3. Cambian el papel tornasol de rosado a azul, el
   anaranjado de metilo de anaranjado a amarillo y la
   fenolftaleina de incolora a rosada fucsia.
4. Son jabonosas al tacto.
5. Son buenas conductoras de electricidad en
   disoluciones acuosas.
6. Son corrosivos.
7. Reaccionan con los ácidos formando una sal y
   agua.
8. Reacciona con los óxidos no metálicos
   para formar sal y agua.

Sales

Son compuestos que resultan de la reacción de un
acido con una base.

Formulación y
nomenclatura:

Una sal haloidea, es decir, una sal que no contiene
oxígeno se puede formar a través de reacciones como
las siguientes:

1. Ejemplo: Potasio + Cloro Cloruro de
   potasio

   2 k + Cl2 2HCl

2. Al reaccionar un metal con un halógeno.

   Ejemplo: Magnesio + Ácido
   clorhídrico Cloruro de Magnesio

   Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

3. Al reaccionar un metal activo con un
   hidrácido.

   Ejemplo: Ácido bromhídrico +
   Óxido metálico Bromuro de + agua

   Sodio

   2HBr + 2NaO 2 NaBr + H2O

4. Al reaccionar un hidrácido con un óxido
   metálico.

   Ejemplo: Ácido clorhídrico +
   Hidróxido de sodio Cloruro de sodio +
   Agua

   HCl + NaOH NaCl + H2O

   Una oxisal, es decir, una sal que contiene
   oxígeno se puede formar así:

5. Al reaccionar un hidrácido y un
   hidróxido (neutralización)

   Ejemplo: Magnesio + Ácido sulfúrico
   Sulfato de magnesio

   + Hidrógeno

   Mg + H2SO4 MgSO4 + H2O

6. Al reaccionar un metal activo con un
   oxácido.

   Ejemplo: Hidróxido de calcio +
   Dióxido de carbono Carbonato de

   Calcio + agua

   Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O

7. Al reaccionar un hidróxido con un
   anhídrido.
8. Al reaccionar un hidróxido y un
   oxácido (neutralización)

Ejemplo: Ácido nítrico + hidróxido
de bario Nitrato de

Bario + agua

2HNO3 + Ba(OH)2 Ba(NO3)2 + 2H2O

Propiedades de las Sales:

Las sales son por lo general sólido de sabor
salado disoluciones acuosas conducen la corriente
eléctrica. La mayoría no cambian el color del
papel tornasol porque son sales neutras como el cloruro de sodio
(NaCl) y nitrato de potasio (KNO3); no obstante, hay sales
ácidas y básicas. Las sales ácidas forman
disoluciones ácidas como en el caso del cloruro de
aluminio (AlCl3) y cloruro de amonio (NH4Cl). Las sales
básicas forman disoluciones básicas como en el caso
del carbonato de sodio (Na2CO3) y cianuro de potasio
(KCN).

Mezclas groseras.

Introducción
Teórica.

En el método de
clasificación de la materia que se basa en la
composición. Se considera que una muestra dada de material
puede ser una sustancia pura o una mezcla. El termino sustancia
pura se refiere a un material cuyas partes tienen la misma
composición y que tiene un conjunto exclusivo y definido
de propiedades. En contraste, una mezcla consta de una o mas
sustancias y tiene una composición arbitraria. Las
propiedades de la mezcla no son características, sino que
dependen de su composición.

Cuando se dispersan íntimamente varias sustancias
que no reaccionan entre si, se obtienen tres tipos de
mezcla:

A) groseras como una sal y azúcar.

B) coloidal, como una arcilla fina que se agita en
agua.

C) una solución verdadera, que se obtienen cuando
una sustancia como el azúcar se disuelve en
agua.

En el caso a), las partículas individuales, son
discernibles fácilmente y separables por algún
procedimiento mecánico, en el caso b) , aunque las
partículas son mucho mas finas y la heterogeneidad no es
tan clara, la dispersión, sin embargo no es
homogénea. Por otra parte en el caso c), los
constituyentes no pueden separarse por procedimientos
mecánicos y cada parte de la solución es
idéntica a otra; es decir, una solución verdadera
constituye una fase homogénea. El termino homogéneo
indica que el sistema contiene limites físicos y
propiedades intensivas las que son independientes de la cantidad
de material, como la concentración, la densidad y la
temperatura.

Las soluciones carecen de composición definida,
sin embargo, para la mayoría de las soluciones hay cierto
limite de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada
de disolvente a una temperatura dada. Conviene referirse a la
sustancia que se disuelve como al soluto, y aquella en la que
tiene lugar la solución como al solvente.

En la solubilidad de sólidos en líquidos,
cuando estos se encuentran en gran exceso con relación a
los primeros, no existe ambigüedad en estos términos,
es decir, el sólido es el soluto y el liquido es el
solvente. Pero, cuando tratamos con solubilidades de
líquidos, como acetonas en agua o dioxano en agua, que se
disuelve entre si en cualquier proporción, es
difícil diferenciar al soluto del solvente. Estos
términos se usan cuando hay ambigüedad de
significados.

Una solución que contiene a una temperatura dada
tanto soluto como puede disolver se dice que es saturada,
cualquier solución que tiene una cantidad mayor se llama
sobresaturada, este ultimo tipo de solución existe
únicamente en deficiencia de solvente y es sumamente
inestable, pues la simple agitación de una diminuta
cantidad de soluto basta siempre para provocar la
precipitación del exceso de este. Para conocer el estado de
una solución con respecto a la saturación, basta
agregar a aquella un poco de soluto, si este se disuelve mas, y
hay precipitación, la solución original estaba
sobresaturada. La solubilidad depende de la temperatura la
mayoría de los sólidos se disuelve mas en
líquidos a altas que a bajas temperaturas, mientras que
los gases se disuelven mas en líquidos fríos que en
calientes.

El estudio de las soluciones es de gran importancia
debido a que casi todos los procedimientos químicos y
biológicos interesantes y utilices tienen lugar en
soluciones liquidas. En general, una solución se define
como una mezcla homogénea de dos o mas componentes que
forman una sola fase. En todo estudio cuantitativo de las
soluciones es necesario saber la cantidad de soluto disuelto en
un solvente o la concentración de la solución. La
forma de expresar la concentración de una solución
quedara determinada por el empleo que se
de a la misma.

La concentración de una solución se puede
expresar de la siguiente manera:

A) la cantidad de soluto por unidad de volumen de
solución,

B) la cantidad de soluto por cantidad unitaria de
disolvente.

El primero de estos métodos encuentra su mayor
aplicación en los procedimientos analíticos, donde
el volumen de una solución normal es el factor esencial de
los cálculos y los procedimientos experimentales. En
fisicoquimica, sin embargo suelen ser mas conveniente expresar
las concentraciones en función de
la cantidad de soluto por cantidad unitaria de
disolvente.

Conclusión

Los gases, aunque no se puedan ver, constituyen una gran
parte de nuestro ambiente, y
quehacer diario, ya que ellos son los responsables de transmitir:
sonidos, olores, etc. Los gases poseen propiedades
extraordinarias, como por ejemplo: que se puede comprimir a
solamente una fracción de su volumen inicial, pueden
llenar cualquier contenedor, o que el volumen de una gas
comparado con el mismo componente, sólido o líquido
tiene una diferencia de casi 800 veces la proporción. Esto
hace posible de que una cantidad n de un gas puede entrar
en un contenedor cualquiera y que este gas llenaría el
contenedor…

 A simple vista no apreciamos los gases, pero
sabemos que están allí, y podemos saber que
propiedades tienen en ese lugar en específico, una
variación en la temperatura al igual que un cambio en la
presión alteraría los factores de un gas. Sabiendo
esto, podemos manipular los gases a nuestro antojo.

Bibliografía

Real Decreto 1317/1989, de 27 de octubre, por el que se
establecen las Unidades Legales de Medida.

Mulero A., Suero M.A., Vielba A., Cuadros F. El
Sistema Internacional de Unidades … en el supermercado.
Revista
Española de Física, Vol 16, nº 5, 2002,
págs. 41-45.

Giacomo P. The new definition of the meter. Am.
J. Phys. 52 (7) JUly 1984, pp. 607-613

www.google.com

www.monografias.com

www.elrincondelvago.com

Raul Ernesto Leonett Cubillan