GUÍA COMPLETA TEORICO- PRÁCTICA

GUÍA COMPLETA DEL MÓDULO I

Actividades: leer y estudiar la siguiente guía teórico - práctica y desarrollar los ejercicios allí propuestos







CANTIDAD DE SUSTANCIAS PURAS 

Química: Se denomina química del griego khemeia que significa "alquimia", es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la revolución química.
La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada la Ciencia Central. La química es de importancia en muchos campos del conocimiento, como la física, la ciencia de materiales, la biología, la medicina, la geología y la astronomía, entre otros. Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.

Ramas de la Química:
La química cubre un campo de estudios bastante amplio, por lo que en la práctica se estudia cada tema de manera particular. Las seis principales y más estudiadas ramas de la química son:
  • Química inorgánica: Síntesis y estudio de las propiedades eléctricas, magnéticas y ópticas de los compuestos formados por átomos que no sean de carbono (aunque con algunas excepciones). Trata especialmente los nuevos compuestos con metales de transición, los ácidos y las bases, entre otros compuestos.
  • Química orgánica: Síntesis y estudio de los compuestos que se basan en cadenas de carbono.
  • Bioquímica: estudia las reacciones químicas en los seres vivos, estudia el organismo y los seres vivos.
  • Química física: estudia los fundamentos y bases físicas de los sistemas y procesos químicos. En particular, son de interés para el químico físico los aspectos energéticos y dinámicos de tales sistemas y procesos. Entre sus áreas de estudio más importantes se incluyen la termodinámica química, la cinética química, la electroquímica, la mecánica estadística y la espectroscopia. Usualmente se la asocia también con la química cuántica y la química teórica.
  • Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos químicos en cantidades elevadas, de la manera económicamente más beneficiosa. En la actualidad también intenta aunar sus intereses iníciales, con un bajo daño al medio ambiente.
  • Química analítica: estudia los métodos de detección (identificación) y cuantificación (determinación) de una sustancia en una muestra. Se subdivide en Cuantitativa y Cualitativa.

Aplicaciones de la Química:
Como todas las ciencias de la naturaleza, se basa en la observación y razonamiento, y se propone elaborar teorías que puedan explicar, dentro de un marco coherente y, en la medida de lo posible, único, toda una serie de fenómenos conocidos e incluso, anticipándose a la experiencia, predecir hechos que aún no han sido observados.

Gran parte de los procesos industriales, tecnológicos, biológicos y ambientales, tienen como base reacciones químicas que involucran compuestos orgánicos o inorgánicos. La química envuelve cada evento de nuestro mundo y su entendimiento es indispensable para el avance y la sobrevivencia de nuestra especie en el planeta.
Importancia en la Industria
El crecimiento de las industrias químicas y la formación de químicos profesionales han tenido una correlación interesante. Hasta hace unos 150 años, los químicos no recibían formación profesional. La química avanzaba gracias al trabajo de los que se interesaban en el tema, pero éstos no hacían ningún esfuerzo sistemático por formar a nuevos trabajadores en ese campo. Los médicos y los aficionados con recursos contrataban a veces ayudantes, de los cuales sólo unos pocos continuaban la labor de su maestro.
Sin embargo, a principios del siglo XIX se modificó este sistema casual de educación química. En Alemania, país con una larga tradición de investigación, se empezaron a crear universidades provinciales. En Giessen, el químico alemán Justus Von Liebig fundó un centro de investigación química. Este primer laboratorio de enseñanza tuvo tanto éxito que atrajo a estudiantes de todo el mundo. Poco después le siguieron otras universidades alemanas.
Así, se empezó a formar a un gran grupo de químicos jóvenes en la época en que las industrias químicas comenzaban a explotar los nuevos descubrimientos. Esta explotación comenzó durante la Revolución Industrial; por ejemplo, el método Leblanc para la producción de sosa uno de los primeros procesos de producción a gran escala fue desarrollado en Francia en 1791 y comercializado en Gran Bretaña a principios de 1823. Los laboratorios de esas industrias en franco desarrollo podían emplear a los estudiantes de química recién formados y también podían contar con los profesores de la universidad como asesores. Esta interacción entre las universidades y la industria química benefició a ambas, y el rápido crecimiento de la industria de la química orgánica hacia finales del siglo XIX dio origen a los grandes consorcios tintoreros y farmacéuticos que otorgaron a Alemania el predominio científico en ese campo hasta la I Guerra Mundial.
Después de la guerra, el sistema alemán fue introducido en todas las naciones industriales del mundo, y la química y las industrias químicas progresaron aún más rápidamente. Entre otros desarrollos industriales recientes se encuentra el incremento del uso de los procesos de reacción que utilizan enzimas, debido principalmente a los bajos costos y altos beneficios que pueden conseguirse. En la actualidad las industrias están estudiando métodos que utilizan la ingeniería genética para producir microorganismos con propósitos industriales.
Conceptos Fundamentales en química:
·         Materia: es todo lo que ocupa espacio y tiene masa.
·         Inercia: tendencia de los cuerpos a permanecer en el estado en que se encuentran, sea en reposo o movimiento.
·         Masa: es la cantidad de materia que posee un cuerpo y se calcula como:
      Masa = volumen x Densidad
·         Peso: es la medida de la fuerza de atracción que ejerce la tierra sobre los cuerpos. Se mide en gr, Kg o Lb.
·         Volumen: es el espacio ocupado por un cuerpo. Se mide en m3, dm o cm3
·         Densidad: es la masa por unidad de volumen. Se calcula: d =  masa / Volumen
se mide en gr/cm3 o gr/ml
·         Energía: es la capacidad que tiene un cuerpo para realizar un trabajo. Puede ser cinética (si depende del movimiento del cuerpo) o Potencial (si depende de su posición).
·         Calor: es una forma de energía. Se mide en calorías.  

Materia: Hay conceptos que no se pueden definir y el de materia es uno de ellos. Sin embargo, todos tenemos en la mente que es la materia, pues generalmente se puede ver y tocar. Por lo tanto, podemos definir materia como: “… es todo lo que ocupa espacio y tiene masa”.
No debe confundirse el concepto de materia con el de masa. Dos cuerpos diferentes que tengan la misma masa no están necesariamente formados por la misma clase de materia.

Propiedades de la materia: son atributos que diferencia a una sustancia  de otras; se dividen en:
  • Propiedades generales o extrínsecas: son propias de todos los cuerpos. Ej.: tamaño, peso, forma, inercia.
  • Propiedades específicas o intrínsecas: son características que permiten diferenciar una sustancia de otra.

Se dividen en dos grupos:
ü  específicas físicas: se caracterizan porque se pueden observar y medir sin que se produzca  ningún cambio en la identidad de la materia. Por ejemplo: color, sabor, punto de fusión, punto de ebullición, dureza, densidad, maleabilidad, conductividad térmica o eléctrica.
ü  especificas químicas: se ponen de manifiesto en las reacciones químicas. Así, por ejemplo el zinc tiene las siguientes propiedades químicas: reacciona con los ácidos clorhídrico y sulfúrico desprendiendo hidrógeno. Reacciona con el oxigeno formando oxido de zinc, etc.

Transformaciones de la Materia:
Procesos químicos: Son procesos en los que cambia la naturaleza de las sustancias, además de formarse otras nuevas.

Ejemplos:
-Combustión: Si quemamos un papel, se transforma en cenizas y, durante el proceso, se desprende humo. (Inicialmente, tendríamos papel y oxígeno, al concluir el cambio químico tenemos cenizas y dióxido de carbono, sustancias diferentes a las iniciales).
-Corrosión: Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie, se oxida y pierde sus propiedades iniciales. (Las sustancias iniciales serían hierro y oxígeno, la sustancia final es óxido de hierro, con unas propiedades totalmente diferentes a las de las sustancias iniciales).

Procesos físicos: Son procesos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias ni se forman otras nuevas.

Ejemplos:
-Cambios de estado: Si aplicamos una fuente de calor de forma constante, el agua hierve y se transforma en vapor de agua. (En ambos casos, la sustancia implicada en el proceso es agua que, en un caso está líquida y en el otro está gaseosa; esto es, sus partículas están ordenadas de diferente manera según la teoría cinética de la materia).

-Mezclas: Si disolvemos sal en agua observaremos que la sal se disuelve fácilmente en agua y la disolución resultante presenta un gusto salado. (Las sustancias iníciales sal y agua siguen presentes al final; este hecho es demostrable pues si calentamos la disolución hasta que hierva el agua, nos queda la sal en el fondo).

Leyes de Conservación de la Masa y la materia:

ü  Ley de Lavoisier: en una reacción química ordinaria la masa de todos  los productos es igual a la masa de las sustancias  reaccionantes.
ü  Primera de Ley de la Termodinámicala energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.
ü  Ley de Einstein: la materia y la energía pueden transformarse mutuamente, pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante.

Estado de la Materia:
La materia puede existir en tres estados gas (también se conoce como vapor), líquido y sólido.
-un gas no tiene volumen o forma fija, de preferencia se adapta al volumen y forma del recipiente que lo contiene.
-un líquido tiene un volumen propio, independientemente de su recipiente pero no tiene forma específica.
-un sólido tiene tanto forma como volumen definido.

El agua como tal existe en los 3 estados: sólido (hielo), líquido y gaseoso (vapor de agua). El cambio de un estado a otro se denomina cambio de fase. Estos cambios de fase se ilustran en el siguiente esquema:
mhtml:file://D:\Quimica\Modulo%20II\INF_MODII\Cambio%20de%20estado%20-%20Wikipedia,%20la%20enciclopedia%20libre.mht!http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/f/f1/Cambio_de_estado%28png%29.svg/400px-Cambio_de_estado%28png%29.svg.png







Sublimación progresiva (sólido a vapor): es el paso de sólido a gas directamente. Con algunas sustancias sólidas puede ocurrir que, al calentarlas, se evaporen, pasando directamente a gas sin pasar por el líquido.
Ejemplo: Esto le ocurren a la nieve cuando es fuertemente calentada por el Sol; una parte se funde y otra se sublima.

Fusión (Sólido a líquido): La fusión es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia del estado sólido al estado líquido por la acción del calor. Cuando se calienta un sólido, se transfiere energía a los átomos que vibran con más rapidez a medida que gana energía. En el ciclo del agua se lleva a cabo este fenómeno físico.

Vaporización (líquido a vapor): es el paso de líquido a gas. Se puede producir de dos formas distintas:
-Evaporación: Es el paso de líquido a gas a cualquier temperatura. Solo ocurre en la superficie del líquido. Por ejemplo, el agua de un lago se evapora incluso en invierno.
-EbulliciónEs el paso de líquido a gas a una temperatura fija. Se forman burbujas de gas en toda la masa del líquido.

Solidificación (Líquido a sólido): es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de líquido a sólido. Es el proceso inverso a la fusión. En general, los compuestos disminuyen de volumen al solidificarse, aunque no sucede en todos los casos; en el caso del agua aumenta.

Condensación (Vapor a líquido): Se denomina condensación al proceso físico que consiste en el paso de una sustancia en forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la ebullición.
Aunque el paso de gas a líquido depende, entre otros factores, de la presión y de la temperatura, generalmente se llama condensación al tránsito que se produce a presiones cercanas a la ambiental. Cuando se usa una sobrepresión elevada para forzar esta transición, el proceso se denomina licuefacción.
Sublimación Inversa: es el proceso por el que un gas pasa directamente a sólido sin pasar por el estado líquido. En las noches frías, si la temperatura es inferior a 0 ºC el vapor de agua de la atmósfera pasa directamente a sólido y se deposita en forma de cristalitos microscópicos de hielo o nieve: es la escarcha.

Clasificación de la Materia:
La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y de mezclas.

a.- Sustancias puras: aquellas que conservan una composición fija e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son siempre las mismas. Algunas no pueden descomponerse, otras sí. Las sustancias puras se identifican por sus propiedades características, es decir, poseen una densidad determinada y unos puntos de fusión y ebullición propias y fijas que no dependen de su historia previa o del método de preparación de las mismas. Por ejemplo, el agua pura, tanto si se destila del agua del mar, se toma de un manantial o se obtiene en una reacción química por unión del hidrógeno y el oxígeno, tiene una densidad de 1.000 kg/m3, su punto de fusión normal es 0 °C y su punto de ebullición normal es 100 °C.

Se dividen en dos grandes grupos: Elementos y Compuestos.
Elemento:  Un elemento es una sustancia constituida por átomos con el mismo número atómico. Algunos elementos comunes son oxígeno, nitrógeno, hierro, cobre, oro, plata, hidrógeno, cloro y uranio. Aproximadamente 75% de los elementos son metales y los otros son no metales. La mayor parte de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno, nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los demás elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando los compuestos.
Los elementos están clasificados en familias o grupos en la tabla periódica. También se clasifican en metales y no metales. Un elemento metálico es aquel cuyos átomos forman iones positivos en solución, y uno no metálico aquel que forma iones negativos en solución.
Ejemplo: Todos los elementos de la tabla periódica: Oxígeno, hierro, carbono, sodio, cloro, cobre, etc. Se representan mediante su símbolo químico y se conocen 115 en la actualidad.
Compuestos: Los compuestos químicos son sustancias puras constituidas por más de un tipo de átomo. Pueden descomponerse (aunque no siempre) por acción de la corriente eléctrica (electrolisis), por acción del calor o por medios químicos, pero en ningún caso por medios mecánicos.  Los compuestos químicos presentan una enorme variedad en cuanto a sus características físicas (color, estado, densidad, etc.), las cuales dependen además de factores tales como la presión y la temperatura.
Clasificación de los Compuestos:
·         Orgánicos: son las que poseen carbono, por ejemplo, el diamante, el grafito, los seres vivos, el petróleoazúcar, alcohol etílico.
·         Inorgánicos: son las que no poseen carbón, por ejemplo,  el cloruro de sodio, el carbonato de calcio, el ácido sulfúrico y otros.
Ejemplo de Compuestos:
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Molécula de agua (H2O), formada por 2 átomos de hidrógeno (blancos) y 1 átomo de oxígeno (rojo)
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Molécula de etano (C2H6), formada por 2 átomos de carbono (negros) y 6 átomos de hidrógeno (azul)
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Molécula de butano (C4H10), formada por 4 átomos de carbono (negros) y 10 átomos de hidrógeno (blancos)
Cuando una sustancia pura está formada por un solo tipo de elemento, se dice que es una sustancia simple. Esto ocurre cuando la molécula contiene varios átomos pero todos son del mismo elemento. Ejemplo: Oxígeno gaseoso (O2), ozono (O3), etc.
Están constituidas sus moléculas por varios átomos del elemento oxígeno.


b.- Mezclas: Las mezclas se encuentran formadas por 2 ó más sustancias puras. Su composición es variable.

Las mezclas homogéneas o uniformes: son aquellas en las que la composición es la misma en toda la muestra. La mezcla homogénea también se denomina disolución, que consiste en un disolvente, normalmente la sustancia presente en mayor cantidad, y uno o más solutos.
Ejemplo: Disolución de sal en agua, el aire, una aleación de oro y cobre, etc.

* Las características de las mezclas homogéneas son:
-su aspecto uniforme (homogéneo) en todas sus partes.
-sus componentes no se distinguen a simple vista ni con microscopio.
-no sedimentan.
-atraviesan todos los filtros, y  
-sus componentes se pueden separar por métodos físicos.

Las mezclas heterogéneas o no uniformes: son aquellas en las que la composición de la muestra varía de un punto a otro. Muchas rocas pertenecen a esta categoría. En un trozo de granito se pueden distinguir varios componentes, que se diferencian entre ellos por el color. Una mezcla contiene dos o más sustancias combinadas de tal forma que cada una conserva su identidad química.
Ejemplo: Agua con aceite, granito, arena en agua, etc.
Átomo: En química átomo del latín atomus, es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Su diámetro oscila entre 10-8 cm y 5x10-8 cm.

Como se dijo anteriormente, el átomo constituye la unidad más pequeña de un elemento que mantiene las propiedades químicas de este. En las transformaciones químicas, los átomos no se destruyen ni trasforman, simplemente cambia la forma en que están unidos entre ellos.

Los átomos están formados por tres partículas, que son: electrones, de carga negativa y de masa pequeña; protones, con carga positiva y con una masa mayor a la del electrón; y neutrones que no poseen carga eléctrica y cuya masa es aproximadamente igual a la del protón.

Desde antaño, el hombre ha intentado describirlo y explicarlo. La historia del átomo se podría decir comienza en la Antigua Grecia con los filósofos Demócrito, Leucipo y Epicuro quienes postularon que debía existir una unidad indivisible que formara todos los cuerpos existentes. Posteriormente, el siguiente avance lo realizó el francés Lavoisier en 1773 al decir que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. El inglés Dalton, a principios del siglo XIX, postuló que la materia estaba compuesta por átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero cada elemento era distinto a otro. Seguido a Dalton, el francés Avogadro comenzó a distinguir la diferencia entre un átomo y una molécula; ésta última está compuesta por más de un átomo pese a que sea del mismo elemento, por ejemplo O3, molécula de ozono compuesta por tres átomos de oxígeno. En 1869, el ruso Ivanovich crea por primera vez una clasificación de los elementos, rigiéndose por la masa atómica de cada uno, siendo de esta manera el precursor de la tabla periódica.

Al igual que la teoría atómica, el modelo atómico también posee una historia de descubrimientos, cuyos principales protagonistas fueron Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, y por último Schrödinger quien postuló el modelo más aceptado por la comunidad de científicos de la actualidad.

Año
Científico
Descubrimientos experimentales
Modelo atómico
1808
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.
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La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, Iguales entre sí en cada elemento químico.

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1897
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
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De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia     cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

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1911
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
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Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
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1913
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
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Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
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Estructura del átomo: En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
El núcleo: es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza: es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

La cantidad de electrones es igual a la cantidad de protones en el núcleo, por lo que las cargas negativas y positivas se igualan confiriéndole al núcleo su neutralidad.

Número Atómico; Número de Masa o Peso Atómico; Isótopos.

Un átomo cualquiera se caracteriza, entre otras cosas por el número de protones y neutrones que existen en su núcleo.
El número de protones define el número atómico de ese átomo y se designa con el símbolo Z. La importancia del número atómico en química es enorme, pues constituye la clave de clasificación de los elementos químicos y de sus propiedades en la denominada tabla periódica.
El número total de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo se denomina número de masa (se emplea el símbolo A para designarlo).

Ejemplos: Sí el núcleo de un átomo contiene 6 protones y 6 neutrones, entonces:
El número atómico es: 6
El peso atómico o número de masa es: 6+6=12.-
Sí otro átomo contiene 6 protones y 8 neutrones, entonces:
El número atómico es: 6
El peso atómico o número de masa es: 6+8=14.-

Todos los átomos de un mismo elemento tienen un número idéntico de protones en el núcleo; sin embargo, el número de neutrones puede ser distinto. Estos átomos que tan solo difieren en el número de neutrones, se denominan Isótopos.

 Ejemplos:
Caso 1:
Todos los átomos del elemento Hidrogeno, contienen un (1) protón. Por lo tanto su número atómico es 1.
Existen tres tipos de átomos de hidrogeno: Un tipo que no posee neutrones, otro que posee un (1) neutrón y un tercer tipo que posee dos (2) neutrones.
Por consiguiente, hay:
Un átomo de hidrogeno de peso atómico 1 (1 protón y ningún neutrón) “Hidrogeno Normal”
Un átomo de hidrogeno de peso atómico 2 (1 protón y 1 neutrón) “Deuterio”
Un átomo de hidrogeno de peso atómico 3 (1 protón y 2 neutrones) “Tritio”


Caso 2:
Hay tres isótopos del Carbono:
“Carbono 12” con 6 protones y 6 neutrones.
“Carbono 13” con 6 protones y 7 neutrones.
“Carbono 14” con 6 protones y 8 neutrones.

Para cada elemento, la Tabla Periódica, incluye su símbolo, su número atómico y un peso atómico que en casi todos los casos es un valor decimal y no entero. No obstante, el peso atómico que asigna la Tabla Periódica a cada elemento, es el promedio ponderado de los pesos de los distintos isótopos que existen para dicho elemento.

Configuración Electrónica.
 La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los distintos orbitales de un átomo. Es posible que varios orbitales tengan la misma energía y entonces el conjunto de estos orbitales se denomina nivel. A su vez, los niveles se organizan en capas, denominadas capa1, 2, 3….Cada nivel se designa mediante un número y una letra minúscula (s,p,d,f), por ejemplo: 1s, 2p, 6d, entre otros. El número indica la capa a la que pertenece el nivel y la letra está relacionada con la simetría del orbital.
Se denomina Orbitales a las funciones matemáticas que representan las ondas confinadas alrededor del núcleo de los electrones; cada una de las cuales corresponde a un posible estado de un electrón.
 








Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
·         Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
·         Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
·         Respetar la capacidad máxima de cada subnivel  (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Electrones de Valencia.
Son los electrones que se encuentran en el último nivel de energía del átomo, siendo éstos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma.

Estos electrones, conocidos como "de valencia", son los que presentan la facilidad, por así decirlo, de formar enlaces. Estos enlaces pueden darse de diferente manera, ya sea por intercambio de estos electrones, por compartición de pares entre los átomos en cuestión o por el tipo de interacción que se presenta en el enlace metálico, que consiste en un "traslape" de bandas. Según sea el número de estos electrones, será el número de enlaces que puede formar cada átomo con otro u otros.
Valencia.
Número que representa la capacidad de un átomo o radical individual para combinarse con otros átomos o radicales. El valor expresa el número de electrones que un átomo puede dar a (o aceptar de) otro átomo (o radical) durante una reacción química. De esta manera, el agua, H2O, la valencia de cada átomo de hidrógeno es 1 y la valencia del oxígeno, 2. En el metano, CH4, la valencia del hidrógeno es nuevamente 1; la del carbono, 4. En el NaCl y el CCl4, la valencia del cloro es 1 y en CH2 la del carbono es 2.

Tabla Periódica.
Todos los elementos químicos están ordenados por orden creciente de número atómico Z, y en forma tal que refleja la estructura atómica, en una tabla denominada tabla periódica.
Los elementos están distribuidos en siete hileras horizontales, llamadas períodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer período, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos períodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman períodos cortos. Los períodos restantes, llamados períodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los períodos 4 y 5, ó 32 elementos en el del período 6. El período largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.
El número del período indica la cantidad de capas que posee el átomo del elemento considerado. Así, por ejemplo, el átomo de hidrógeno H que pertenece al período 1, tiene una única capa, el átomo de carbono C tiene 2 capas y el de cromo Cr tiene 4.
Las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico Z. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. El radio atómico aumenta de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, en la tabla periódica, conforme aumenta el número atómico.
La electronegatividad de un elemento es una propiedad que resulta de la estructura de sus átomos. Permite explicar la naturaleza de las uniones químicas y se define como la capacidad del átomo para atraer electrones. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba hacia abajo. Por lo tanto los elementos situados a la derecha de la tabla, a excepción de los gases nobles (grupo 18), son electronegativos y los situados a la izquierda son electropositivos, pues tienden a ceder electrones. A la izquierda se encuentran los metales y a la derecha los no metales.


 






Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos:
 Existen actualmente alrededor de 10 millones de sustancias químicas conocidas. Nombrar cada una de ellas sería una complicada y desesperante tarea si cada una de ella tuviera un nombre especial, independiente de todas las otras. Muchas sustancias tan importantes que se conocen desde hace mucho tiempo, como el agua (H2O), y el amoniaco (NH3), tienen nombres tradicionales e individuales. Para la mayor parte de las sustancias nos basamos en un conjunto de reglas que nos llevan a un nombre sistemático, informativo para cada sustancia en particular.

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional.
ü  Nomenclatura sistemática: En la nomenclatura sistemática para los óxidos se utiliza el prefijo numeral mono, di, tetra, penta, hexa, etc., para designar el número de oxígenos, seguido de la palabra óxido y el número de átomos del otro elemento.


Prefijos  griegos
      Número
mono-
1
di-
2
tri-
3
tetra-
4
penta-
5
hexa-
6
hepta-
7
octa-
8
       nona- (o eneá)
9
deca-
10

Ejemplos: CrBr3 Tribromuro de cromo; CO Monóxido de carbono

ü  Nomenclatura stock: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios).
Ejemplo: Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
                           Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)
ü  Nomenclatura tradicional: La nomenclatura tradicional, utiliza los sufijos ico y oso y los prefijos hipo y per de la siguiente manera: si el elemento presenta dos números de oxidación, se utiliza ico para el mayor número de oxidación del elemento que acompaña el oxígeno y oso para el menor.
mhtml:file://C:\Users\Grecia\Documents\Quimica\RENa%20-%20Cuarta%20etapa%20-%20Química%20-%20Nomenclatura%20Química.mht!http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/imagenes/T1Diagrama10.gif



1.-Metales: son elementos que forman iones positivos en las reacciones químicas, pueden formar los óxidos básicos y las sales. Todos los metales son sólidos menos el mercurio (Hg) y el bromo (Br) que son líquidos y tienen valencia positiva. Entre los metales más importantes tenemos:

Elemento
Símbolo
Valencia
Plomo
Pb
+2
Zinc
Zn
Magnesio
Mg
Calcio
Ca
Bario
Ba
Sodio
Na
+1
Potasio
K
Litio
Li
Aluminio
Al
+3
Oro
Au
+2,+3
Hierro
Fe
2.-No Metales: entre los no metales tenemos:
Elemento
Símbolo
Valencia
Oxigeno
O
-2
Azufre
S
+/- 2,4,6
Carbono
C
+/- 4,2
Nitrógeno
N
+/- 3,5,4,2

3.- Halógenos: entre los halógenos más importantes están:
Elemento
Símbolo
Valencia
Fluor
F
-1
Cloro
Cl
+/- 1,3,5,7
Bromo
Br
+/- 1,5
Iodo
I
+/- 1,5,7

Nomenclatura de los Compuestos Binarios:
a.- Hidrácidos: están constituidos por el hidrógeno (H) y un no metal.

Ejemplo:
Compuestos
Nomenclatura
Ácido Clorhídrico 
HCl
Ácido Fluorhídrico
HF
Ácido Bromhídrico
HBr
Ácido Sulfhídrico
H2S

Para nombrar estos compuestos se utiliza el sufijo “Hídrico”. Las sales binarias que derivan de estos ácidos se nombran cambiando el sufijo “Hídrico” por “uro”. Ejemplo:
Compuestos
Nomenclatura
Cloruro de Potasio
KCl
Floruro de Sodio
NaF
Bromuro de Potasio
KBr
Sulfuro de Calcio
CaS
Sulfuro de Litio
LiS
Dicloruro de Magnesio
MgCl2
Dicloruro de Bario
BaCl2
Tricloruro de Aluminio
AlCl3

Cuando el metal actúa con valencia variables y forma más de una sal se antepone el prefijo indicativo del número de radicales del no metal. Ejemplo:
Compuestos
Nomenclatura
Tetracloruro de Carbono
CCl4
Dicloruro de Hierro
FeCl2
Tricloruro de Hierro
FeCl3

Otra forma de escribir las sales es:
Compuestos
Nomenclatura
Cloruro de Hierro (II)
FeCl2
Cloruro de Hierro (III)
FeCl3

b.- Óxidos metálicos y óxidos básicos: están formados por oxigeno y un metal. Ejemplos:
Compuestos
Nomenclatura
Óxido  de Calcio
CaO
Dióxido de carbono
CO2
Monóxido de Carbono
CO
Monóxido de Nitrógeno
NO
Dióxido de Nitrógeno
NO2
Monóxido de Disodio
Na2O
Trióxido de Dialuminio
Al2O3
Tetraóxido de Nitrógeno
N2O4
Dióxido de Plomo
PbO2
Monóxido de Plomo
PbO
Monóxido de Cromo
CrO
Trióxido de Cromo
Cr2O3

Para nombrar estos compuestos también se pueden utilizar las terminaciones “ico” y “oso”.
ICO = para la mayor valencia.   Ejm: Oxido Férrico (FeO3)
OSO= para la menor valencia.          Oxido Ferroso (FeO)

Las sales también se pueden nombrar utilizando estas terminaciones, ejemplo:
Cloruro de Oro (AuCl)
Cloruro Aurico (AuCl3)

c.- Compuestos Ternarios: están conformados por tres elementos diferentes:
1.- Oxácidos: están constituidos por un átomo central: Azufre (S), Nitrógeno (N), Cloro (Cl), y Fosforo (P), etc.; además de oxigeno (O) e hidrógeno (H). La valencia del átomo central se indica con los sufijos “oso” e “ico”.

Ejemplo:
Valencia
Ácido
Nombre
+1
HClO
Ácido hipocloroso
+3
HClO2
Ácido Cloroso
+5
HClO3
Ácido Clorico
+7
HClO4
Ácido perclorico

Entre las sales de estos ácidos tenemos:
Compuestos
Nomenclatura
Hipoclorito de Sodio
NaClO
Clorito de Sodio
NaClO2
Clorato de Sodio
NaClO3
Perclorato de Potasio
KClO4

Se observa que cambian las terminaciones de “oso” a “ito” y de “ico” a “ato”
Ácido Nitroso (HNO2)
Ácido Nítrico (HNO3)

Nitrito de Sodio (NaNO2)
Nitrato de Sodio (NaNO3)

Ácido Sulfuroso (H2SO3)
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Una sal es un compuesto conformado por iones positivos (cationes) y iones negativos  (aniones).

Aniones y Sales:
Acetato CH3 COO-
Bicarbonato HCO-3
Carbonato CO2-3
Fosfato PO43-
Trisulfato S2O32-

Sales Sódicas:
NO-2, NO-3, OH-, ClO-2 , ClO-3, ClO-4

NaNO2  Nitrito de Sodio
NaNO3   Nitrato de Sodio
NaClO3 Clorato de Sodio
NaClO4  Perclorato de Sodio
NaOH-    Hidróxido de Sodio

Base: se pueden considerar las bases como resultado de la combinación de los óxidos básicos con el agua. Las bases suelen ser los óxidos de los metales.
Na+ (OH-)  +  (H+) Cl-   _____________  NaCl  +  H2O


Peso Molecular:
Cada protón y cada neutrón pesan una unidad de masa atómica y por lo tanto el peso de un átomo puede expresarse en unidades de masa atómica.
Utilizando el ejemplo de los isótopos de Hidrogeno, ahora puede escribirse que:
1 átomo de Hidrogeno “normal” pesa 1 u.m.a
1 átomo de Deuterio pesa 2 u.m.a
1 átomo de Tritio pesa 3 u.m.a

El peso de un átomo se convierte en un valor dimensional al expresarlo en unidades de masa atómica (u.m.a). De la misma manera el promedio ponderado que sirve para expresar el peso atómico de un elemento también se expresa en u.m.a.
El peso de una (1) molécula (peso molecular) de cualquier compuesto corresponde a la suma de los pesos atómicos, expresados en u.m.a, de cada uno de los elementos que la constituyen, multiplicado por las veces en que se repite dicho elemento en la formula molecular.

El peso de 1 mol de moléculas de cualquier compuesto al peso molecular expresado en gramos.

El cálculo del peso molecular es sencillo. Tomamos la fórmula molecular de un compuesto, tomamos los pesos atómicos de los elementos que lo componen y multiplicamos cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento según la fórmula molecular.

Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de mesa, cloruro de sodio (NaCl). Los pesos atómicos de los elementos son:
Na: 22,9898  = 23
Cl: 35.5.   = 36
Según la fórmula molecular, tenemos un subíndice igual a 1 en ambos casos. Entonces hagamos una tabulación:
Al sumar 23 + 36 nos da un total de 58 g/mol
 
Na: 23 x 1 = 23
Cl: 36 x 1 = 36
Intentemos con la sacarosa, C12H22O11, y hacemos la siguiente tabulación
12.0 \times 12 = 144.0
1.0 \times 22 =  22.0                      
16.0 \times 11 = 176.0
                Suma    342.0 g/mol
Aunque hemos utilizado el término "peso molecular" debido a su uso extendido, el científicamente correcto es "masa molecular". El peso es una fuerza, es decir una cantidad vectorial que posee módulo, dirección y sentido y depende del campo gravitacional en el que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es un escalar y es independiente del campo gravitacional. Si la misma se expresa sin unidades se denomina "masa molecular relativa", mientras que si la unidad es "g/mol" recibe el nombre de "masa molar".

Ley Avogadro:
Número de Avogadro y el Concepto de Mol.
Al Número de Avogadro se le dio el nombre en honor a Amedeo Avogadro (1776-1856), quien postuló la teoría “Igual número de partículas de gases diferentes ocupan el mismo volumen” Cuando se pudo determinar el valor de ese número, se obtuvo:
6,023x1023
El Número de Avogadro es adimensional, en química nos referimos al Número de Avogadro de átomos, iones y moléculas. Cuando se habla del Número de Avogadro, entonces nos estamos refiriendo a 6,023x1023 átomos, iones y moléculas.
Del mismo modo como una docena engloba 12 unidades y una gruesa engloba 144 unidades, existe una unidad que engloba al Número de Avogadro, la cual se denomina: Mol.
Por lo tanto podemos decir:
1 Mol contiene 6,023x1023 partículas.
Así:
1 Mol de átomos contiene 6,023x1023 átomos.
1 Mol de iones contiene 6,023x1023 iones.
1 Mol de moléculas contiene 6,023x1023 moléculas.

Si se extrapolan estos conceptos a un elemento o un compuesto determinado, se podría decir:
1 Mol de átomos, también llamado átomo-gramo, de cualquier elemento contiene 6,023x1023 átomos de ese elemento.
1 Mol de moléculas, también llamado molécula-gramo, de cualquier compuesto contiene 6,023x1023 moléculas de ese compuesto.

Ley de la Composición Constante.
“Un compuesto siempre está constituido por los mismos elementos y en la misma proporción, sea cual sea su origen”. Por ende, cuando se escribe la fórmula molecular de un compuesto, se están indicando los elementos que forman esa sustancia y la relación en que se encuentran uno con respecto a los otros.

El Ácido Sulfúrico cuya fórmula molecular es: H2SO4 está constituido por los átomos de los elementos: Hidrogeno (H), Azufre (S) y Oxigeno (O) y se encuentran en una relación 2:1:4 respectivamente. Esto quiere decir que:
Cada molécula de H2SO4 contiene:


2 átomos de Hidrógeno
1 átomo de Azufre
4 átomos de Oxígeno

La relación existente entre los diferentes átomos que conforman la molécula de H2SO4 se mantiene siempre igual, cumpliendo así con la Ley de la Composición Constante.

Entonces 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4 contienen:
2 x 6,023 x 1023 átomos de Hidrógeno
1 x 6,023 x 1023 átomos de Azufre
4 x 6,023 x 1023 átomos de Oxígeno.

Un (1) mol de átomos o moléculas contiene 6,023 x 1023 átomos o moléculas, por ende:
1 mol de moléculas de H2SO4 contiene:
2 moles de átomos de Hidrógeno
1 mol de átomo de Azufre
4 moles de átomos de Oxígeno.

De todo lo expuesto se concluye:
“1 mol de moléculas de cualquier compuesto contiene tantos moles de átomos, de cada uno de los elementos que la forman, como lo indique el subíndice de cada elemento presente en la fórmula molecular del compuesto”.
Ejemplos:
1.- Sea el compuesto Sulfato de Sodio, cuya fórmula molecular es Na2SO4
Solución:
1 molécula del compuesto Na2SO4 contiene:

2 átomos de Sodio
1 átomo de Azufre
4 átomos de Oxígeno

1 mol de moléculas de Na2SO4 contiene:
2 moles de átomos de Sodio
1 mol de átomo de Azufre
4 moles de átomos de Oxígeno.

1 mol de átomos de un elemento contiene el Número de Avogadro (6,023 x 1023) de átomos, sustituyendo en las expresiones anteriores se obtiene:
1 mol de moléculas de Na2SO4 contiene:
2 x 6,023 x 1023 átomos de Sodio =  1,2046 x 1024 átomos de Sodio.-
1 x 6,023 x 1023 átomos de Azufre =  6,023 x 1023 átomos de Azufre.-
4 x 6,023 x 1023 átomos de Oxígeno = 2,4092 x 1023 átomos de Oxígeno.-

2.- ¿Cuántos átomos de cada uno de los elementos que lo constituyen, están presentes en 3 moléculas de Fosfato monoácido de Potasio (K2HPO4)?
Solución:
1 mol de moléculas del compuesto K2HPO4 contiene:
2 átomos de Potasio
1 átomo de Hidrógeno
1 átomo de Fósforo
4 átomos de Oxígeno

3 moléculas del compuesto K2HPO4 contendrán:
3 x 2 átomos de Potasio = 6 átomos de Potasio.-
3 x 1 átomo de Hidrógeno = 3 átomo de Hidrógeno.-
3 x 1 átomo de Fósforo = 3 átomo de Fósforo.-
3 x 4 átomos de Oxígeno = 12 átomos de Oxígeno.-

¿Cuántos átomos de cada uno de los elementos que lo constituyen, están contenidos en 3 moles de moléculas del compuesto K2HPO4?.
Solución:
De la formula molecular del compuesto se puede deducir:
1 mol de moléculas del compuesto K2HPO4 contiene:
2 moles de átomos de Potasio
1 mol de átomos de Hidrógeno
1 mol átomos de Fósforo
4 moles de átomos de Oxígeno

En 3 moles de moléculas del compuesto habrá 3 veces la cantidad presente en 1 mol. Por lo tanto:
3 x 2 átomos de Potasio = 6 átomos de Potasio.-
3 x 1 átomo de Hidrógeno = 3 átomo de Hidrógeno.-
3 x 1 átomo de Fósforo = 3 átomo de Fósforo.-
3 x 4 átomos de Oxígeno = 12 átomos de Oxígeno.-

El número de átomos, de cada elemento presente en el compuesto, se obtiene multiplicando el número de moles del elemento por el Número de Avogadro (6,023 x 1023) ya que 1 mol de cualquier elemento posee el Número de Avogadro (6,023 x 1023) de átomos. Por ende:
En 3 moles de moléculas del K2HPO4 hay:
6 x 6,023 x 1023 átomos de Potasio = 36,138 x 1023 átomos de Potasio.-
3 x 6,023 x 1023 átomos de Hidrógeno = 18,069 x 1023  átomo de Hidrógeno.-
3 x 6,023 x 1023 átomos de Fósforo = 18,069 x 1023 átomo de Fósforo.-
12 x 6,023 x 1023 átomos de Oxígeno = 72,276 18,069 x 1023 átomos de Oxígeno.-

4.- ¿Cuántos átomos de Oxígeno están contenidos en 2,5 moles del compuesto Carbonato ácido de Sodio?
Es necesario aclarar que muchas veces se omite las palabras moléculas o átomos cuando nos estamos refiriendo a moles, porque se sobrentiende que cuando se habla de moles de un elemento nos referimos moles de átomos y cuando hablamos de moles de un compuesto se refiere a moles de moléculas.
Solución:
La fórmula molecular del compuesto Carbonato ácido de Sodio es: NaHCO3, la cual nos indica:
1 mol del compuesto contiene 3 moles de átomos de Oxígeno.
Al transformar los moles de átomos de Oxígeno en átomos de Oxígeno (multiplicando los moles por el Número de Avogadro), se obtiene:

3 moles de átomos de 6,023 x 1023 = 1,8069 x 1024 átomos de Oxígeno
Así: 1 mol del compuesto contiene 1,8069 x 1024 átomos de átomos de Oxígeno

Mediante el planteamiento de una regla de tres simple se puede calcular los átomos de Oxígeno contenidos en 2,5 moles del compuesto NaHCO3

1 mol del compuesto-------------contiene    1,8069 x 1024 átomos de Oxígeno
2,5 moles del compuesto contienen ---------------------------------X

     X = 2,5 moles del compuesto x 1,8069 x 1024 átomos de Oxígeno/ 1mol del compuesto
X = 4,51725 x 1024 átomos de Oxígeno
2,5 moles del NaHCO3 contienen 4,51725 x 1024 átomos de Oxígeno.-

5.- ¿Cuántas moléculas del ión sulfato están contenidas en 2 moles de Sulfato de Aluminio?
Solución:
La formula molecular del compuesto Sulfato de Aluminio es: Al2 (SO4)3, y nos indica:

1 mol de compuesto  Al2 (SO4)3 contiene 3 moles de moléculas del anión sulfato.

Al transformar los moles del anión sulfato en moléculas (multiplicando los moles por el número de Avogadro) se obtiene:

3 moles de Sulfato x 6,023 x 1023 = 1,8069 x 1024 moléculas de sulfato.
Por tanto:

1 mol de compuesto Al2 (SO4)3 contiene 1,8069 x 1024 moléculas de sulfato.

La cantidad de moléculas del anión sulfato presente en 2 moles de Al2 (SO4)3, se determina mediante una regla de tres simple:

1 mol de compuesto Al2 (SO4)3----------contiene  1,8069 x 1024 moléculas de sulfato
2 moles del compuesto Al2 (SO4)3  contiene---------------------X

En donde: X = 2 moles Al2 (SO4)3  x  1,8069 x 1024 moléculas de sulfato/ 1 mol Al2 (SO4)3
X = 36,138 x 1023 moléculas de sulfato
En 2 moles del compuesto Al2 (SO4)3 están contenidas 36,138 x 1023 moléculas del ión Sulfato.-

Peso Atómico y Peso Molecular.
Transformación de u.m.a en Gramos.
Una unidad de masa atómica (u.m.a) tiene un peso de 1/N gramos = 1,66x10-24 g; donde N corresponde al Número de Avogadro.
Esto permite expresar el peso atómico en gramos, así si el peso atómico del isótopo Deuterio es 2 u.m.a; su peso expresado en gramos es 2 x 1,66x10-24 g = 3,3 x 10-24 gramos.

El peso de 1 átomo de Deuterio, expresado en gramos, corresponde a 3,3 x 10-24 gramos.

“El peso de cualquier conjunto de átomos de un elemento puede expresarse en u.m.a o en gramos”.
Ejemplos:
1.- La tabla periódica asigna un peso atómico de 79,909 al elemento Bromo; este valor se aproxima a 80 y por consiguiente:
1 átomo de Bromo pesa 80 u.m.a

1 átomo de Bromo pesa 80 x 1 / N gramos = 80 x 1 / 6,023 x 1023 = 1,328 x 10-22 g.-

Supóngase que se quiere conocer el peso, en gramos, de 5000 átomos de Bromo, para lo cual se puede plantear una regla de tres simple:


1 átomo de Bromo--------------------------------pesa     80 u.m.a
5000 átomos de Bromo  pesan ---------------------------X
X = 5000 átomos x  80 u.m.a / 1 átomo
X = 4 x 106 u.m.a.-

Estas u.m.a pueden convertirse en gramos, multiplicándolas por
1/N gramos = 1 / 6,023 x 1023 = 1,66x10-24

Así: 
4 x 106 u.m.a x 1 / 6,023 x 1023 = 6,64 x 10-18 gramos.

5000 átomos de Bromo pesan 4x106 u.m.a que corresponden a 6,64 x 10-18 gramos.
2.- ¿Cuántos gramos pesan 1 mol de átomos de Bromo? Peso atómico = 80
Solución:
1 mol de átomo de cualquier elemento pesa su peso atómico expresado en gramos, por lo tanto:
1 mol de átomos de Bromo pesa 80 gramos.

3.- ¿Cuántos gramos pesaran 24,046 x 1023 átomos de Azufre? Peso atómico del Azufre = 32
Solución:
1 mol de átomo de Azufre pesa 32 gramos.
1 mol de átomo de Azufre contiene 6,023 x 1023 átomos, por tanto:

6,023 x 1023 átomos de Azufre -------------------------------pesan   32 gramos
24,046 x 1023 átomos de Azufre   pesan --------------------------------X

X = 32 g x 24,046 x 1023 átomos de Azufre / 6,023 x 1023 átomos de Azufre
X = 127,76 g

24,046 x 1023 átomos de Azufre pesan 127,76 gramos.-

4.-  ¿Cuántos átomos estarán contenidos en 64 gramos de Potasio? Peso atómico del Potasio = 39.
Solución:

1 mol de átomo de Potasio pesa 39 gramos.
1 mol de átomo de Potasio contiene 6,023 x 1023 átomos.

Con lo dicho anteriormente, se plantea la siguiente regla de tres simple:
6,023 x 1023 átomos de Potasio--------------------pesan    39 gramos
                       X -----------------------------------------pesan    64 gramos

X = 64 g x 6,023 x 1023 átomos de Potasio / 39 g
X = 9,89 x 1023 átomos

En 64 gramos de potasio están contenidos 9,89 x 1023 átomos

Peso Molecular.
Si se quiere obtener el peso de 1 molécula en gramos, se multiplica las u.m.a por        1,66 x 10-24 gramos / u.m.a.
El peso de 1 mol de moléculas de cualquier compuesto corresponde al peso molecular expresado en gramos.

Ejemplos:
1.- ¿Cuántas u.m.a pesan 3 moléculas del compuesto Cloruro de Sodio? Peso atómicos Cl = 35,5   Na = 23.
Solución:
La fórmula molecular del cloruro de sodio es: NaCl
Para calcular el peso molecular del compuesto, se utilizan los pesos atómicos de los elementos:
Cl → 35,5 x 1 = 35,5
Na → 23 x 1 =    23
                         58,5
Si este peso molecular lo expresamos en u.m.a indica que 1 molécula del compuesto cloruro de sodio pesa 58,5 u.m.a.
Planteando una regla de tres simple, se puede calcular el peso en u.m.a de 3 moléculas del compuesto:
1 molécula de cloruro de sodio---------------------------pesa   58,5 u.m.a
3 moléculas de cloruro de sodio  pesan----------------------------------X

X = 3 moléculas x 58,8 u.m.a / 1 molécula
X = 175,5 u.m.a
3 moléculas de Cloruro de Sodio pesan 175,5 u.m.a
2.- ¿Cuántos gramos pesan 1245 moléculas del compuesto Nitrato de Calcio?.
Pesos atómicos N = 14; O = 16; Ca = 40.
Solución:
La fórmula molecular del compuesto Carbonato de sodio es: Ca(NO3)2.
Se determina el peso molecular del compuesto, para lo cual deben utilizarse los pesos atómicos de cada uno de los elementos que lo conforman.
Para determinar el peso molecular del compuesto se procede de la siguiente manera:
Ca → 40  x  1  =  40
N →   14  x  2   = 28
O →   16 x  6    = 96
                            164
1 mol de cualquier compuesto pesa su peso molecular expresado en gramos.
1 mol de cualquier compuesto contiene 6,023 x 1023 moléculas.

Planteando una regla de tres simple se obtiene:
6,023 x 1023 moléculas de Nitrato de Calcio---------------------pesan    164 gramos
1245 moléculas de Nitrato de Calcio  pesan-----------------------------X

X = 1245 moléculas x 164 gramos / 6,023 x 1023 moléculas
X = 3,39 x 10-19 g.
1245 moléculas del compuesto Nitrato de Calcio pesan 3,39 x 10-19 gramos.-
3.- ¿Cuántos gramos pesan 4 mol del compuesto Carbonato de Sodio?
 Solución:
La fórmula molecular del compuesto Carbonato de Sodio es Na2CO3.
Se determina el peso molecular del compuesto, para lo cual deben utilizarse los pesos atómicos de cada uno de los elementos que lo conforman.
Para determinar el peso molecular del compuesto se procede de la siguiente manera:
Na → 23  x  2  =  46
C →   12  x  1   = 12
O →   16 x  3   =  48
                           106
1 mol de carbonato de Sodio-----------------------------------pesa    106 gramos
4 moles de Carbonato de sodio pesan--------------------------------X
X = 4 moles x 106 gramos / 1 mol
X = 424 g
4 moles de Carbonato de Sodio pesan 424 gramos.-
           
4.- ¿Cuántas moléculas del compuesto Nitrato de Potasio pesan 89 gramos?
 Solución:
La fórmula molecular del compuesto Nitrato de Potasio KNO3.
Para determinar el peso molecular del compuesto se procede de la siguiente manera:

K → 39  x  1  =  39
N → 14  x  1   = 14
O → 16 x  3    =  48
                           101
1 mol de cualquier compuesto pesa su peso molecular en gramos.
1 mol de cualquier compuesto contiene 6,023 x 1023 moléculas.

Con lo dicho anteriormente se puede concluir que:
6,023 x 1023 moléculas Nitrato de Potasio pesan 101 gramos.

Planteando una regla de tres simple se obtiene:
6,023 x 1023 moléculas de Nitrato de Potasio--------------------------pesan   101 gramos
                                 X ------------------------------------------------pesan     89 gramos
X = 6,023 x 1023 moléculas x 89 gramos / 101 gramos
X = 5,31 x 1023 moléculas
5,31 x 1023 moléculas están contenidas en 89 gramos de Nitrato de Potasio.-  





Otros Ejemplos:
1.- ¿Cuántos átomos están contenidos en 2,5 átomo-gramos de sodio?
Solución:
Átomo-gramos es sinónimo de mol de átomos, por lo tanto se va a determinar la cantidad de átomos contenidos en 2,5 moles de átomos de sodio.

1 mol de átomos de cualquier elemento 6,023 x 1023 átomos de ese elemento.
1 átomo-gramo de cualquier elemento 6,023 x 1023 átomos de ese elemento.

Sabiendo esto, podemos establecer la siguiente regla tres:
1 mol de átomos de sodio contiene------------------------6,023 x 1023 átomos de sodio
2,5 moles de átomos de sodio  contienen-------------------------------- X

X = 2,5 moles x  6,023 x 1023 átomos / 1 mol
X = 1,51 x 1024 átomos de sodio

En 2,5 átomo-gramos de sodio están contenidos 1,51 x 1024 átomos de sodio.-

2.- ¿Cuántas moléculas están contenidas 1,25 moles de ácido carbónico?
Solución:
1 mol de moléculas de cualquier compuesto 6,023 x 1023 moléculas.

Sabiendo esto, podemos establecer una regla de tres:

1 mol de ácido carbónico  contiene------------------------6,023 x 1023 moléculas
1,25 moles de ácido carbónico  contienen----------------------------X

X = 1,25 moles x  6,023 x 1023 moléculas / 1 mol
X = 7,53 x 1023 moléculas

En 1,25 moles de ácido carbónico están contenidas 7,53 x 1023 moléculas de ácido carbónico.-

3.- ¿Cuántos moles de átomos contiene 17,5 x 1023 átomos de Aluminio?
Solución:
1 mol de átomos de cualquier elemento 6,023 x 1023 átomos de ese elemento.

Sabiendo esto, podemos establecer una regla de tres:

1 mol de átomos de aluminio  contiene------------------ 6,023 x 1023 átomos
                    X  -----------------------------------contiene     17,5 x 1023 átomos
X = 17,5 x 1023 átomos x 1 mol / 6,023 x 1023 átomos
X = 2,91 moles de átomos de aluminio
17,5 x 1023 átomos están contenidos 2,91 moles de átomos de aluminio.-

4.- ¿Cuántas molécula-gramos contienen 1,32 x 1023 moléculas de sulfato de sodio?
Solución:
Molécula-gramo es sinónimo de mol de moléculas, por lo tanto debemos determinar los moles de moléculas que contienen 1,32 x 1023 moléculas de sulfato de sodio.

1 mol de moléculas de cualquier compuesto contiene 6,023 x 1023 moléculas.
1 molécula-gramo de cualquier compuesto contiene 6,023 x 1023 moléculas.

Con esta información se puede establecer la siguiente regla de tres:
1 mol de sulfato de sodio --------------------------contiene     6,023 x 1023 moléculas
                    X  ------------------------------------------contiene     1,32 x 1023 moléculas

X = 1,32 x 1023 moléculas x 1 mol / 6,023 x 1023 moléculas
X = 0,22 moles de moléculas de sulfato de sodio

1,32 x 1023 moléculas están contenidas en 0,22 moles de molécula-gramos de sulfato de sodio.-

5.- ¿Cuántos gramos pesan 3 moles de sodio? Peso atómico del Sodio (Na) = 23?
Solución:
1 mol de cualquier elemento pesa su peso atómico en gramos.
Tomando en cuenta esta información podemos establecer una de tres:
1 mol de sodio------------------------------------pesa       23 gramos
3 moles de sodio    pesarán--------------------------- X               
X = 23 gramos x 3 moles / 1 mol
X = 69 g
3 moles de sodio pesan 69 gramos.-

6.- ¿Cuántos gramos pesaran 3,56 x 1023 átomos de Carbono?
Solución:
1 átomo de cualquier elemento pesa su peso atómico expresado en gramos.
1 mol de átomos de cualquier elemento contiene 6,023 x 1023 átomos.

Por lo tanto: 6,023 x 1023 átomos de Carbono pesan 12 gramos.

Entonces:
Con estos datos podemos establecer la siguiente regla de tres:
6,023 x 1023 átomos de Carbono---------------------------------pesan   12 gramos
3,56 x 1023 átomos de Carbono pesan-------------------------   X

X =  3,56 x 1023 átomos x 12 gramos / 6,023 x 1023 átomos
X = 7,09 gramos

3,56 x 1023 átomos de Carbono pesan 7,09 gramos.-








Ejercicios Resueltos y Propuestos:

Calculo del Peso Molecular (PM):
*Calcular el PM de NaCl
Na: 23 x 1 = 23
Cl: 36 x 1 = 36
         Suma 58.00 g/mol

*Calcular el PM de K2Cr2O7, donde:
K = 39 x 2 = 78
Cr = 52 x 2 = 104
O = 16 x 7 = 112
         Suma: 294 g/mol

Cálculo de Número de Moles:
N° de moles = g/PM, donde.
g = gramos de la sustancia (masa)
PM = peso de la sustancia.

Ejemplo:
1). Determinar el número de moles presentes en 1,86 g de Al(OH)3
Datos:
PM: ?
N° de moles: ?
Masa: 1,86 g de Al(OH)3

Al: 27 x 1 = 27 g
O: 16 x 3 = 48 g
H: 1 x 3 = 3 g
PM = 78 g/mol
N° de moles = 1.86 g    =  N° de moles = 0.023 moles
                           78 g  /mol   

2). Se pesan 2.96 x 10 -4 cg de NaCl, ¿calcular el número de moles presentes?
Datos:
Masa: 2.96 x 10 -4 cg de NaCl
PM: ?
N° de moles: ?

Se tiene que tener presente que la masa debe ir representada en gramos, y como se puede observar está en cg:

Se divide cuando se va de abajo hacia arriba, es decir, de mg a kg
kg
Se multiplica cuando se va de   arriba hacia   abajo, es decir,  de kg a mg
hg
dag
g
dg
cg
mg
                                                  

÷
 
X
 







2.96 x 10 -4 cg a g, donde:
2.96 x 10 -4 cg / 100 = 2.96 x 10 -6 g
Masa: 2.96 x 10 -6 g


Peso molecular:
Na: 23 x 1: 23
Cl: 35.4 x 1: 35.4
PM: 58.4 g/mol
   
N° de moles: 2,96 x 10 -6 g              N° de moles: 5,06848 x 10-8 moles
                     58,4 g/mol
Cálculo de Número de moléculas y Número de átomos
El número de moléculas y de átomos está representada por la constante de Avogadro, que es igual a 6,0221367 × 1023.

1). Ejemplo: Calcular el número de moléculas presentes en 2.81 x 10-3 dg de Ca(OH)2
Datos:
Masa: 2.81 x 10-3 dg
PM: ?
N° de moléculas: ?
Se debe trasformar la masa de dg a g, 2,81 x 10-3 dg / 10: 2,81 x 10-4 g
PM:
Ca: 40 x 1: 40
O: 16 x 2: 32                      PM: 74 g/mol
H: 1 x 2: 2
Luego se calcula el número de moles:
N° moles: 2,81 x 10-4 g  = 3,7972 10-6 mol
                     74 g/mol
Como podemos ver ya obtuvimos el número de moles pero nos están pidiendo que calculemos el número de moléculas presentes, por lo cual se realizara una regla de tres, y se utiliza la constante de Avogadro:

1 mol ---------------------------- 6,0221367 × 1023 Moléculas
 3,7972 10-6 mol ---------------------- X

X =  3,7972 10-6 mol * 6,0221367 × 1023 Moléculas  = 2,2867 x 1018 moléculas
                                    1 mol

2) ¿Calcular el número de moléculas presentes en 3.45 X 10-2 Hg de Fe(OH)3  y determine el número de átomos de Hidrógeno presentes en la cuarta parte de la muestra?
Datos:
Masa: 3.45 X 10-2 Hg de Fe(OH)3
N° moléculas: ?
N° átomos de Hidrogeno presentes en la 1/4: ?

PM: Fe: 56 x 1: 56
      O: 16 x 3: 48          PM: 107 g/mol
      H: 1 x 3: 3

Masa: 3,45 X 10-2 Hg a g
3,45 X 10-2 Hg x 100 =  3,45 g.
N° de moles: 3,45 g    = 0,0322 moles
                   107 g/mol
1 mol ---------------------------- 6,0221367 × 1023 Moléculas
0,0322 mol---------------------- X
X =  0,0322 mol * 6,0221367 × 1023 moléculas = 1,927 x 1022 moléculas
                     1 mol
Ahora se prosigue a calcular el número de Hidrógeno presente en la ¼ parte de la muestra, se debe calcular el peso molecular (PM) del hidrogeno y conocer el % que ocupa en la muestra.
PM H: 1 x 3: 3 g/mol

Se realiza una regla de tres, que nos permite calcular la composición porcentual:
Peso Molecular de la muestra Fe(OH)3-------------- 100%
Peso molecular del Hidrógeno------------------------ X

107 g/mol -------------- 100%
3 g/mol-----------------   X

X =  3 g/mol 100%   X = 2.80 %
           107 g/mol
3,45 g --------------------- 100%
     X ----------------------2,80 %

X = 3,45 g  X  2,80 %   =    X= 0,096 g
              100%

Luego se debe calcular el N° de moles con los valores obtenidos para el Hidrogeno, ya que es de él que nos piden obtener N° de H presente ¼ de la muestra.
 N° moles: 0,096 g / 3 g/mol = 0.032 moles este valor lo dividimos entre 4 ó lo multiplicamos por ¼
0.0032 / 4= 0.0008 moles                ó          0.0032 X  ¼ = 8.05 x 10-3 moles

Se utiliza la constante de Avogadro para así poder obtener el número de átomos de Hidrogeno presentes en la muestra.

1 mol -------------- 6,0221367 × 1023  Átomos
8.05 x 10-3 moles -------------- X

X =  8.05 x 10-3 moles  x  6,0221367 × 1023  Átomos  de Hidrógeno
                                               1 mol
X = 4.848 x 1021  átomos de Hidrógeno
Ejercicios
1.- ¿Calcular la masa de 0,02 moles de K2Cr2O?  Respuesta: 5,88 g
2.- Calcular el peso molecular de:- KClO3       - H2SO4
- Al2(SO4)3
3.- ¿Calcular la masa (M) de 4,72 moles de átomo de Flúor (F)? Respuesta: Masa: 89,68 g
4.- ¿Cuantos átomos hay en 20 g de Boro (B)? Respuesta: 11 x 1024 átomos.
5.- ¿Cuantas moléculas de SOhay en 200 g de SO2? Respuesta: 1,88x1023 moléculas.
6.- La masa de 2,60 moles de un determinado compuesto es de 312 g. ¿Calcular el peso molecular (PM)? Respuesta: 120 g/mol
7.- ¿Calcular la masa en gramos (g) de 9x1022 moléculas de SO?
8.- ¿Cuantos átomos de azufre (S) habrá en una masa de 40 g de S? Respuesta: 7,5275 x 1023 átomos de azufre.
9.- ¿Cuantos gramos (g) de Cobre (Cu) tendrán 3,22x1024 átomos de Cobre? Respuesta: 339,5  g.
10.- ¿Cuantos moles de Estaño (Sn) hay en una cantidad de 4,63x1021 átomos? Respuesta: 7,688x10-3 moles.
11.- ¿Cuantos moles de átomos de helio (He), hay en 120 g de helio? Respuesta: 30 moles.
12.- Calcular el número de moléculas presentes en 5,456x10-5 kg de Ca(OH)2  y determinar el número de átomos de hidrógenos presente en la quinta parte de la muestra? Respuesta:
13.- ¿Determinar el número  de moléculas presentes en 2,893 mg de Na(OH)3 y calcular el número de átomos de oxígenos presentes en la mitad de la muestra? Respuesta:
14.- ¿Determinar el número de moléculas presentes en 6,453X10-6 Hg de Fe2O3 y calcular el número de átomos de Fe en caso que se duplique la muestra?  


BIBLIOGRAFÍA

Brown-LeMay-Bursten. 1991. Química “La Ciencia Central”. Quinta Edición. Editorial Prestice-Hall Hispanoamericana, S.A.

Chang R. 1999. Química. Mc Graw Hill, Interamericana editores.

Enciclopedia Básica del Estudiante. 2004. Tomo 1. Ediciones Credimar. (Círculo de Lectores).


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