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martes, 23 de febrero de 2010

MOLECULAS

En química, una molécula es una partícula neutra formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes (en el caso del enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas), de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Constituye la mínima cantidad de una sustancia que mantiene todas sus propiedades químicas. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Hay moléculas de un mismo elemento, como O2, O3, N2, P4..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos.
Se habla de “moléculas monoatómicas", pese a lo contradictorio de la expresión, al referirse a los gases nobles y a otros elementos en los casos en que se hallan en forma de átomos discretos.
Las moléculas pueden ser neutras o tener carga eléctrica; si la tienen pueden denominarse ion-molécula o ion poliatómico.
Una sustancia química formada por iones-molécula necesariamente ha de contener también iones monoatómicos o poliatómicos de carga contraria para que la carga neta se anule.
La química orgánica y gran parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica se conoce también como biología molecular, ya que estudia a los seres vivos a nivel molecular. Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida.
El estudio de las interacciones específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supramolecular. Estas fuerzas explican las propiedades físicas como la solubilidad o el punto de ebullición de un compuesto molecular. En orden creciente de intensidad, las fuerzas intermoleculares más relevalntes son: las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.
La dinámica molecular es un método de simulación por computadora que utiliza estas fuerzas para tratar de explicar las propiedades de las moléculas.

ATOMOS

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes)[1] 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.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.[2] [3]

ENLACES QUIMICOS


ACIDO HIDRACIDO

Ácido hidrácido
De Wikipedia, la enciclopedia libre
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En química, un hidrácido es un ácido que no contiene oxígeno sino que son compuestos binarios formados por un no metal (halógeno) e hidrógeno, y son los más simples. La nomenclatura diferencia las sustancias gaseosas de sus soluciones ácidas.
Si un hidrácido no está en disolución acuosa se nombran como hidruros (haluros de hidrógeno):
En nomenclatura tradicional se nombra el ión (elemento terminado en -uro) y se le añade "de hidrógeno". Ej: HCl: Cloruro de hidrógeno
En nomenclatura sistemática se nombra con la palabra hidruro precedida del prefijo correspondiente si es necesario seguida del nombre del elemento. Ej: HCl Hidruro de cloro.
Si un hidrácido se encuentra en disolución acuosa se desprecia su ionización tomando la disolución como el ácido en sí.
En nomenclatura tradicional, que es la más utilizada para nombrar este tipo de ácidos, se nombra la palabra ácido seguido del nombre del elemento terminado en -hídrico. Ej: HCl(ac) Ácido clorhídrico.
Cabe destacar un caso especial. El fluoruro de hidrógeno (ácido fluorhídrico) se suele representar como HF. Sin embargo realmente la estructura de esta molécula responde a dos átomos de cada especie H2F2

SAL BINARIA

Sal binaria
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Se denomina sal binaria al compuesto químico formado por la combinación de un metal y un no metal, donde el primero trabaja con la mínima valencia.
Son compuestos que se forman por la unión de un elemento metalico con un elemento no metalico, la formula general es: MiXj donde M es el elemento metalico, i es la valencia del no metal, X es el elemento no metalico y j es la valencia del metal
Estos compuestos se nombran utilizando el nombre del no metal terminado en uro y seguido: a) Para nomenclatura de stock se coloca " de, nombre del metal ( valencia) " b) Para nomenclatura tradicional, nombre del metal terminado en ico u oso según corresponda
Nomenclatura [editar]
Para nombrar las sales binarias, hay que desmembrar las nomenclaturas de los hidrácidos y los hidróxidos y tomar las partes para formar un solo compuesto.
Por ejemplo, si se usa ácido clorhídrico e hidróxido férrico, la sal resultante será Cloruro férrico.
Síntesis [editar]
Estas sales se hallan disueltas en agua. Cuando se realiza la ecuación de obtención, la fórmula resultante será un ácido formado más la molécula H2O.
El ejemplo más frecuente de una sal binaria es el cloruro de sodio (la sal común), que se obtiene con una molécula de sodio y otra de cloro, más el grupo oxidrilo y el hidrógeno.para poder formular la nomenclatura del stock.

ACIDOS

Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S
ácido sulfhídrico
HI
ácido yodhídrico
HBr
ácido bromhídrico
HF
ácido fluorhídrico
HCl
ácido clorhídrico
RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l)

HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno
ácido clorhídrico
(b) OXÁCIDOS
Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:
PO3
+
H2O

H3PO3
= ácido fosforoso
PO4
+
H2O

H3PO4
= ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X

SALES BASICAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.
EJEMPLO:
CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal
EJEMPLO:
Cu(OH)2 + HNO3

CuOHNO3
+ H2O

ácido nitrico
nitrato básico de cobre (II)

ACIDOS OXACIDOS

Los ácidos oxácidos son compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y no metal.
Se obtienen por la combinación de un anhídrido (también llamado óxido ácido) con el agua.
Su fórmula responde al patrón HaAbOc, donde A es un no metal o metal de transición.
Ejemplos:
Ácido sulfúrico (H2SO4). Formado por la combinación de una molécula de H2O con una molécula de óxido sulfúrico SO3:
SO3 + H2O → H2SO4
Ácido sulfuroso (H2SO3). Formado por la combinación de una molécula de H2O con una molécula de óxido sulfuroso SO2:
SO2 + H2O → H2SO3
Ácido hiposulfuroso (H2SO2). Formado por la combinación de una molécula de H2O con una molécula de óxido hiposulfuroso SO:
SO + H2O → H2SO2

NUMERO ATOMICO

En química, el número atómico es el número entero positivo que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.
En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de electrones ha de ser igual al de protones. De este modo, el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos.
En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.

lunes, 22 de febrero de 2010

TABNLA PERIODICA


NUMERO AVOGRADO

Número de Avogadro
Artículo de la Enciclopedia Libre Universal en Español.
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Es el número de átomos o moléculas (según el caso) que hay en un mol de cualquier elemento o compuesto. Su valor es de 6.023×1023 moléculas/mol. Se suele usar el símbolo NA para representarlo.
NA = 6.023·1023 moléculas/mol

APLICABILIDAD

Este método es aplicable para determinar las concentraciones de CO, CO2 y O2, aire en exceso y la masa molar seca de la muestra de una corriente de gas de un proceso de combustión de un combustible fósil. El método puede también aplicarse a otros procesos en los cuales se ha determinado que otros compuestos diferentes a CO2, O2, CO, y nitrógeno (N2) no están presentes en concentraciones suficientes para afectar los resultados.
Otros métodos, conocidos como modificaciones del procedimiento son también aplicables para algunas de las determinaciones. Algunos ejemplos de métodos específicos y modificaciones incluyen: (1) método de muestreo multipunto usando un analizador Orsat para analizar muestras individuales obtenidas en cada punto; (2) un método usando cálculos estequiométricos de CO2 y O2 para determinar la masa molar seca y el aire en exceso; (3) asignando un valor de 30.0 a la masa molar seca a falta de mediciones reales, especialmente para procesos de combustión de gas natural, carbón, fuel oil o crudo de castilla.
La figura 5.15 muestra el analizador de gases de combustión marca Bacharach 300-NSX que consta de varias celdas electroquímicas que sirven para determinar a través de lectura directa la concentración de oxígeno (O2) y monóxido de carbono (CO) en los gases de combustión, y calcular la concentración de dióxido de carbono (CO2) al introducirle al equipo el combustible que se esta utilizando.

CALCULOS MOLECULARES

Llamamos mol a la cantidad de materia que contiene el Número de Avogadro de partículas elementales. Este número es 6.022x1023. Si ese tipo de materia es un elemento químico, las partículas serán átomos; en caso de que se trate de un compuesto, las partículas elementales serán moléculas.
En Química, las cantidades las medimos en moles para todas las operaciones que queramos realizar: cálculos en reacciones, cálculos en disoluciones, en procesos de neutralización ácido-base, etc. Por ello, el concepto de mol es uno de los fundamentales en Química, ya que lo usamos para casi todo.
El problema para medir moles reside en su propio concepto: no podemos tomar un mol de una sustancia a base de contar átomos por la inmensidad del Número de Avogadro y el hecho de que es imposible "coger" un átomo. Por eso, en el laboratorio o para realizar cálculos necesitamos encontrar una relación entre el mol y otra magnitud más fácil de medir: la masa. Así podemos medir moles usando una balanza. Y esta relación es bien sencilla: en un mol de una sustancia hay tantos gramos como uma (unidad de masa atómica) hay en la masa de la molécula o del átomo, dependiendo si es un compuesto o un elemento. Es decir, la masa molecular del agua es 18 uma, por consiguiente, un mol de agua tiene una masa de 18 gramos.
Además, para los gases, podemos afirmar que un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros en condiciones normales, 0° centígrados y 1 atmósfera de presión. Este volumen se llama VOLUMEN MOLAR NORMAL.