MOLARIDAD Y NORMALIDAD

FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: DETERMINACION DE LA MOLARIDAD NORMALIDAD

I. MOLARIDAD

MATERIAL:
4 Vasos de precipitado 250 ml.
4 Pizetas de agua destilada
4 Vasos de precipitado
4 Baguetas
4 Pipetas de 10 o 20 ml.
4 Fiolas de 25 ml y 50 ml
Hidroxido de Sodio escamas
Acido sulfurico
Compuestos

PROCEDIMIENTO: Preparar, identifique los ácidos y bases
Grupo 1, 0,172 Molar de ClNa- Grupo 2, 0,2 Molar de CaO, Grupo 3, 0,021 Molar de SO4Cu , Grupo 4, 0,192 Molar de SO4Ca, Grupo 1, 0,25 Molar de ZnO

FUNDAMENTO

La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de disolución.
CM = N° de moles solut. / 1 litro

-ANALISIS TEORICO

La molaridad (M) es el número de moles de soluto por litro de soluciónM=moles de soluto litro de solucion.

Está dada por el número de moles de soluto que está disuelto en 1 litro de solución.

La molalidad (m) es el número de moles de un componente por kilogramode solvente. m= moles de soluto por Kg de disolventelamolalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.

MOLALIDAD (m) se define como el número de moles de soluto en 1 kg de solvente. Esto es, el número de moles de soluto disueltos en un cierto peso de solvente, expresado en kilogramos:


MOLARIDAD (M) se define como el número de moles de soluto en un litro de solución o como el número de moles de soluto en un determinado volumen de solución expresado en litros:


ACIDOS: Sustancias en solución acuosa se disocian y presentan iones hidrógeno, se les llama “protios” .

BASES: Sustancias en solución acuosa se disocian y presentan EL RADICAL oxhidrilo (OH)=
:
II. NORMALIDAD

MATERIAL
Información
Datos

PROCEDIMIENTO:
Grupo 1, 0,172 Normal de ClNa- Grupo 2, 0,2 Normal de CaO, Grupo 3, 0,021 Normal de SO4Cu , Grupo 4, 0,192 Normal de SO4Ca,.

FUNDAMENTO
CN = N° Eqq- soluto . / Vol solución en litros,1 litro
La normalidad está es, el número de pesos equivalentes. Éstos indican la cantidad exacta de un reactivo:
número de pesos equivalentes =(masa de reactivo en gramos)/(peso equivalente del reactivo)

LA NORMALIDAD (N) de una solución se define como el número de equivalentes de soluto en un volumen de solución expresado en litros:


El número de equivalentes de una dada sustancia es la cantidad en gramos de esa sustancia divididos por el peso equivalente (expresado en g/equivalentes). El peso equivalente de una sustancia es el peso que, en una reacción química particular, es involucrado en la transferencia de un mol de unidades de carga. Puede observarse que este concepto fue definido una vez establecida la Ley de las Proporciones Equivalentes. ¿ Qué dice el enunciado de esta Ley ?


-ANALISIS TEORICO

Está dada por el número de Eqq-g de soluto que esta disuelto en un litro de solución

Molaridad

La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 300 ml, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 ml.

Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, este proceso tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.
Se representa también como: M = n / V, en donde "n" son los moles de soluto y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.
NORMALIDAD

¿Cuántos gramos de soluto se requieren para preparar 1 litro de solución 1N de Pb(NO3)2?

NORMALIDAD = NÚMERO DE EQUIVALENTES DE SOLUTO
VOLUMEN DE SOLUCIÓN EN LITROS

1) Ahora después de tener la fórmula se calcula el Peso Molecular el cual será de ayuda posteriormente, el cual se calcula sabiendo cual es el peso de cada elemento y posteriormente sumándolos.

Pb = 207.19
N = 14 (2) = 28
O = 16 (6) = 96

P. M. = 207 + 28 + 96 = 331
P. M. = 331
2) Se procede a sustituir los valores con los cuales contamos en la formula dada, y la cual quedaría de las siguiente manera:

1 N = NÚMERO DE EQUIVALENTES DE SOLUTO
1 LITRO

3) Lo que se realizara enseguida es despejar la formula para así conocer el dato faltante, y ahora se tiene que:

NÚMERO DE EQUIVALENTES DE SOLUTO = (1 N) (1 LITRO) =
1
4) A continuación se calculara el Peso Equivalente Químico de Pb(NO3)2 el cuál se calcula de la siguiente manera:

P.E.Q. de Pb(NO3)2 = PESO MOLECULAR
VALENCIA DEL PRIMER ELEMENTO


P.E.Q. de Pb(NO3)2 = 331 = 165.5
2

5) Se calcula enseguida los Gramos de Soluto de3la siguiente manera:

Gramos de soluto = (Número equivalentes de soluto)(P.E.Q.)

Gramos de soluto = (1) (165.5) = 165.5 gramos.

6) Y se tiene como resultado:

165.5 gramos de soluto (Lo que se buscaba)

NORMALIDAD:

¿Calcule la concentración Normal de una solución de Ácido Sulfúrico H2SO4 de densidad 1.198 g/cm3 que contiene 27% en peso de H2SO4 ?.

NORMALIDAD = NÚMERO DE EQUIVALENTES DE SOLUTO
VOLUMEN DE SOLUCIÓN EN LITROS

1.- Como primer paso se calcula el Peso Molecular y el Peso Equivalente Químico.

P.M.= 98
P.E.Q. de H2SO4 = 98 = 49 gramos
2

2.- Dado el caso que no se menciona la cantidad de volumen de solución en litros, se toma como base 1 litro.

Volumen de solución = 1 litro

3.- En este caso se cuenta con el dato de la densidad el cual será utilizado para saber a cuantos gramos equivalen 1000 ml es decir 1 litro, de la siguiente manera:

1.198 g. ------------------ 1 ml
X ------------------- 1000 ml

(1000 ml) (1.198 gr.) = 1198 gramos
1 ml
Y ahora se tiene que:
1 litro de solución pesa = 1198 gramos

4.- Ahora se calculara a cuanto equivale el 27% en peso de H2SO4 .

1198 gramos ------------------- 100%
X ------------------- 27%

(27%) (1198 gramos) = 323.46 gramos
100%
PESO DEL SOLUTO H2SO4 = 323.46 gramos

5.- A continuación se procederá a calcular el Número de Equivalentes de P.E.Q. de H2SO4 .


Número de Equivalentes de P.E.Q. de H2SO4 = Peso del soluto
P.E.Q. de H2SO4

Número de Equivalentes de P.E.Q. de H2SO4 = 323.46 gramos = 6.6
49 gramos

6.- Se sustituyen los datos en la fórmula original de Normalidad.

NORMALIDAD = NÚMERO DE EQUIVALENTES DE SOLUTO
VOLUMEN DE SOLUCIÓN EN LITROS

¡NORMALIDAD = 6.6 gr. = 6.6 N
1 litro

Normalidad :

La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de disolución (Vsc).
El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de equivalentes por mol, dividido por la masa molar: .
Normalidad ácido-base
Es la normalidad de una disolución cuando se la utiliza para una reacción como ácido o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
para un ácido, o para una base.
Donde:
n es la cantidad de equivalentes.
moles es la cantidad de moles.
H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
para un ácido, o para una base.

Donde:
N es la normalidad de la disolución.
M es la molaridad de la disolución.
H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Ejemplos:
Una disolución 1 M de HCl cede 1 H+, por lo tanto, es una disolución 1 N.
Una disolución 1 M de Ca (OH)2 cede 2 OH–, por lo tanto, es una disolución 2 N.
Normalidad red-ox [editar]

Es la normalidad de una solución cuando se la utiliza para una reacción como agente oxidante o como agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar como oxidante o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante (Nox) o como reductor (Nrd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
.
Donde:
n es la cantidad de equivalentes.
moles es la cantidad de moles.
e– es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
.
Donde:
N es la normalidad de la disolución.
M es la molaridad de la disolución.
e–: Es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.
Ejemplos:
En el siguiente caso vemos que el anión nitrato en medio ácido (por ejemplo el ácido nítrico) puede actuar como oxidante, y entonces una disolución 1 M es 3 Nox.
4 H+ + NO3– + 3 e– ↔ NO + 2 H2O
En el siguiente caso vemos que el anión ioduro puede actuar como reductor, y entonces una disolución 1 M es 1 Nrd.
2 I– - 2 e– ↔ I2
En el siguiente caso vemos que el catión argéntico, puede actuar como oxidante, donde una solución 1 M es 1 Nox.
1 Ag+ + 1 e– ↔ Ag0

Molalidad
La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de disolución). Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.
Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.

Formalidad
La formalidad (F) es el número de peso-fórmula-gramo por litro de disolución.
F = nº PFG / volumen (litro disolución)
El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG.

Concentraciones pequeñas:

Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón" (ppb) y partes por "trillón" (ppt). El millón equivale a 106, el billón estadounidense, o millardo, a 109 y el trillón estadounidense a 1012.
Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de la atmósfera terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire debido al calentamiento global se suele dar en dichas unidades.
Las unidades que se usan con más frecuencia son las siguientes:
ppmm = μg × g–1
ppmv = μg × ml–1
ppbm = ng × g–1
ppbv = ng × ml–1
pptm = pg × g–1
pptv = pg × ml–1
*Nota: Se pone una v o una m al final según se trate de partes en volumen o en masa.
Sin embargo, a veces se emplean otras unidades. Por ejemplo, 1 ppm de CO2 en aire podría ser, en algunos contextos, una molécula de CO2 en un millón de moléculas de componentes del aire. Otro ejemplo: hablando de trazas en disoluciones acuosas, 1 ppm corresponde a 1 mg soluto/ kg disolución o, lo que es lo mismo, 1 mg soluto/ L disolución -ya que en estos casos, el volumen del soluto es despreciable, y la densidad del agua es 1 kg/L.
También se habla a veces de relaciones más pequeñas, por ejemplo "cuatrillón". Sin embargo son concentraciones excesivamente pequeñas y no se suelen emplear.
La IUPAC desaconseja el uso de estas relaciones (especialmente en el caso de masa entre volumen) y recomienda usar las unidades correspondientes. Es particularmente delicado el uso de ppb y ppt, dado el distinto significado de billón y trillón en los entornos estadounidense y europeo.
Conversiones útiles

Fracción molar a molalidad ( Xst→m ), y recordando que Xst + Xsv = 1
Molalidad a molaridad ( m→M )
Molaridad a molalidad ( M→m )
Porcentaje en peso a porcentaje peso en volumen
Peso en volumen a molaridad
Donde:
Psv = Peso molar del disolvente (g/mol)
Pst = Peso molar del soluto (g/mol)
d = densidad (g/mL)
%P/P = Concentración en g soluto/100 g disolución
%P/V = Concentración en g soluto/100 mL disolución

NUMERO DE AVOGRADO, ATOMO GRAMO Y MOLECULA GRAMO

FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: NUMERO DE AVOGRADO, ATOMO GRAMO Y MOLECULA

GRAMO

I. ATOMO GRAMO

MATERIAL:
- 4 Vasos de precipitado de 250 ml
4 Pizetas con agua destilada
Compuestos quimicos: CaO, NaCl, SO4Ca, SO4Cu, H2SO4 y K(OH) 01 N.

PROCEDIMIENTO: Preparar
¿ Cuantos gramos pesan cada mol de : Grupo 1, 1 mol de H2O, 1g de O cuantos, at-g de O Grupo 2, 1 mol de CaO 2g de Ca, cuantos, At-g de Ca, Grupo 3, 0,3 moles de SO4Ca , Grupo 4, 0,2 moles de SO4Cu, Grupo 1. 0,02 moles de NaCl y Grupo 2. 1 mol de O2, todos; en un 1g de Cu, cuántos at-g y átomos existen.

FUNDAMENTO
Se llama así a una porción de sustancia, en gramos, numéricamente igual a su peso molecular N°At-g= w/A

-ANALISIS TEORICO
ATOMO GRAMO, Se llama así a una porción de elemento donde hay 6,023 x 1023 átomos y cuyo peso, en gramos es numéricamente igual al de su peso atómico.

VALENCIA: Está dada ´por el número de electrones desapareados :
Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
.
II. MOLECULA GRAMO,

MATERIAL
De Laboratorio, parte I
Datos

PROCEDIMIENTO

Proceda a determinar Grupo 1, Cuantos moles de agua hay en 30 g de H2O, Grupo 2, Cuantos moles contiene 20 g de CaO Grupo 3¿Cuantos moles están contenidos en 40 g de SO4Ca Grupo 4, ¿ Cuantos moles están contenidos en 35 g de SO4Cu Grupo 1,Cuantos moles están contenidos en 5 g de NaCl. Grupo 2, ¿Cuántos moles están contenidos en 20 g de O2.

FUNDAMENTO
Se llama así a una porción de sustancia donde hay 6,023 x 1023 moléculas y cuyo peso, en gramos es numéricamente igual al de su peso molecular.
N =w/M
Número de Avogadro
Es una constante física cuyo valor es 6,023 × 10 23 .
Unidad de masa atómica ( uma )
Una uma es la doceava parte de la masa de un átomo de C12 :
Masa atómica ( “Peso atómico” )
La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento, considerando su porcentaje de abundancia. Esta masa se mide en uma.
Por ejemplo, los isótopos más abundantes del Cloro son Cl 35 ( 75 % ) y Cl 37 ( 25 % ) , entonces:

Átomo gramo
Un átomo gramo de un elemento, es la cantidad de él cuya masa, expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa atómica.
Un átomo gramo de un elemento contiene un Número de Avogadro de átomos de dicho elemento.
Masa átomo gramo
La masa átomo gramo de un elemento, es la masa de un átomo gramo de él expresada en gramos. Es numéricamente igual a su masa atómica.
Equivalente gramo
El equivalente gramo de elemento o compuesto, es la cantidad de él que se combina o reemplaza ( equivale químicamente ) a 8,000 g de oxígeno o 1,008 g de hidrógeno.
Masa equivalente gramo ( “Peso equivalente” )
La masa equivalente gramo de un elemento o compuesto, es la masa de un equivalente gramo de él, expresada en gramos.
Debido a que hay elementos que con el oxígeno forman más de un compuesto, estos elementos presentan más de una masa equivalente gramo. Por ejemplo:
Masa equivalente gramo del nitrógeno en el N2O = 14 g / equivalente gramo
Masa equivalente gramo del nitrógeno en el NO = 7 g / equivalente gramo

Concepto de molMedir una magnitud consiste en compararla con una unidad patrón de referencia. La masa de los cuerpos se mide en kilogramos en el Sistema Internacional.Para medir la masa de los átomos no se utiliza el kilogramo patrón, sino la unidad de masa atómica, u.m.a.\
La u.m.a. es la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.Así, cada átomo contendrá n veces dicho patrón de referencia. Por tanto, la masa de los átomos se expresa en uma y es su masa atómica.¿A cuántos gramos equivale una unidad de masa atómica?Demostraremos que la masa de una u.m.a. es el inverso del número de Avogadro expresado en gramos.Para ello debemos definir antes el concepto de mol.Un mol es la unidad de cantidad de materia( S.I ) que contiene tantas entidades elementales como partículas(átomos) hay en 0,012kg de carbono-12.O bien, un mol es el número de Avogadro de partículas consideradas(átomos, moléculas, electrones, estrellas, etc.).
El número de Avogadro es una constante cuyo valor numérico es igual a 6,023x10^23 mol(-1)Para comprender la relación entre la u.m.a. y su valor en gramos estableceremos el siguiente comparación.Tenemos una caja de naranjas cuya masa es de 20 kg y contiene 80 naranjas idénticas.Cada naranja tendrá una masa de (20/80)kg, es decir, 0,25 kg o 250 gramos.Ahora supongamos que cada naranja contiene 10 gajos iguales, entonces, cada gajo tendrá una masa de (250 g/10), es decir, 25 gramos.Con este sencillo ejemplo hemos demostrado que cada gajo tiene una masa de 25 gramos.Razonaremos de idéntica forma para hallar la masa de una u.m.a.12 gramos de carbono contienen 6,023E23(número de Avogadro, Na) átomos de carbono.Por tanto, cada átomo de carbono tendrá una masa de (12/Na) gramos.Cómo cada átomo de carbono, contiene 12 uma, a cada uma le corresponde una masa de ((12/Na)/12), o (1/Na) gramos.Es decir, 1 u.m.a. = (1/Na) gramos = 1,66E-24 g = 1,66E-27 kg.Así, el número de Avogadro de unidades de masa atómica equivalen a 1 gramo de masa, es decir, 1 gramo = 6,023E23 u.m.a.Concepto de átomo-gramo.Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso atómico(masa atómica) expresado en gramos".Para comprender este concepto veamos el siguiente ejemplo.La masa atómica del azufre,S, es igual a 32 uma, por tanto, un átomo-gramo o mol de azufre tendrá una masa de 32 gramos.En efecto, si multiplicamos numerador y denominador por el número de Avogadro,32 uma/at S32 uma x Na / at S x NaPor definición, uma x Na, es decir el número de Avogadro de uma es igual a 1 gramo.at S x Na, o número de Avogadro de átomos de azufre es un mol o átomo-gramo(at-g).Así la expresión anterior se transforma en:32 uma x Na / at S x Na = 32 g/mol = 32 g/at-gEs decir, un mol o átomo gramo de azufre coincide numéricamente con su masa atómica, pero expresada en gramos.Esto significa que el número de Avogadro de átomos de azufre tienen una masa de 32 gramos y esto constituye un átomo-gramo o mol.Otra forma de razonarlo sería,32 uma/at S x (1/Na)g/uma x Na at S/ mol S = 32 g/mol SConcepto de molécula-gramo o mol.Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso molecular(masa molecular) expresado en gramos".Por analogía con el caso anterior, y tomando la molécula de agua, cuya masa molecular es 18 uma/molécula:18 uma/molécula x (1/Na) g/uma x Na molecula/mol = 18 g/molUna molécula-gramo o mol de agua contiene el número de Avogrado de moléculas de agua y tiene una masa de 18 gramos.Nota: las masas atómicas que figuran en la Tabla Periódica de los elementos se han calculado teniendo en cuenta la abundancia relativa de los isótopos( átomos de un mismo elemento con igual número atómico- número de protones- y distinto número de neutrones) en la naturaleza.

EJEMPLO Nº 1.Tenemos una muestra de glucosa pura,(C6H12O6), cuya masa es de 18,0 gramos. Halla:a)El nº de molesb)El nº de moléculas de glucosac)El nº de átomos de carbonod)El nº de átomos de oxígenoe)El nº de átomos de hidrógenof)La masa de una molécula de glucosa.Datos de masas atómicas: C=12,0; H=1,0; O=16,0

SOLUCIÓNa) La masa molecular será igual a 6x12,0 + 12x1,0 + 6x16,0 = 180,0 umay la masa molar, MM, será igual a 180 gramos por mol.nº de moles = masa/masa molar = 18,0 g / 180,0 g/mol = 0,1 molb) 0,1 mol x 6,023E23 moléculas/mol = 6,023E22 moléculas de glucosa.c) 6,023E22 moléculas de glucosa x 6 átomos de carbono/molécula = 3,61E23 át.C.d) 6,023E22 moléculas de glucosa x 6 átomos de oxígeno/molécula = 3,61E23 át.O.e)6,023E22 moléculas de glucosa x 12 átomos de hidrógeno/molécula = 7,22E23 át.H.f) 180 uma/molécula x (1/6,023E23) g/uma = 2,99E-22 gramos/molécula.

LA REACCIÓN QUÍMICA. Una reacción química consiste en la ruptura de enlaces químicos entre los átomos de partida y la formación de nuevos enlaces que originan nuevas sustancias químicas, con liberación o absorción de energía. A las sustancias de partida se les llama REACTIVOS y a las formadas, PRODUCTOS.En toda reacción química la masa se conserva, es decir , permanece constante. La masa de los reactivos ha de ser igual a la masa de los productos.

EJEMPLO Nº2.La formación de la molécula de agua doble número de partículas de hidrógeno que de oxígeno:2 H2 + O2 ==== 2 H2O

Se observa que 2 moles de hidrógeno,

4 gramos, reaccionan con 1 mol de oxígeno,

32 gramos, para dar 2 moles de agua, 36 gramos.

O bien:2 H2 + O2 ==== 2 H2O

constante: 1 g + 8 g === 9 g

Si ponemos en contacto, 2 gramos de hidrógeno con 10 gramos de oxígeno, habría dos soluciones, y una de ellas sin sentido:

Reacción: 2 H2 + O2 ==== 2 H2O

Constante: 1 g + 8 g === 9 g

Solución A: 2 g A + ? === ?Solución B: ? + 10 g B == ?

Los cálculos realizados son sencillos: 1/8 = 2/x ; x= 16 g O21/8 = x/10; x = 1,25 g H2Reacción: 2 H2 + O2 ========= 2 H2OConstante: 1 g + 8 g ====== 9 gSolución A: 2 g + 16 g ====== 18 gSolución B: 1,25 g H2 + 10 g O2 == 11,25 g H2OExceso: 0,75 g H2 + 0 == ---

La solución A carece de sentido ya que para consumir los 2 gramos de hidrógeno necesitariamos 16 gramos de oxígeno, y sólo hay 10 gramos.

La solución B es la correcta.Se observa que resta sin reaccionar 0,75 gramos de hidrógeno y se agota por completo el oxígeno.

El REACTIVO LIMITANTE es aquél que se gasta totalmente y el REACTIVO EN EXCESO es aquél que no se agota, es decir sobra.Así, la composición inicial era: 2 g de hidrógeno + 10 g de oxígeno.La composición final es : 11,25 g de agua + 0,75 g de oxígeno.En ambos casos la masa total es de 12 gramos, ha permanecido invariable.

EJEMPLO Nº3.La composición centesimal de un compuesto AB es: 20% de A y 80% de B. Si hacemos reaccionar 8 gramos de A con 40 gramos de B, ¿ cuál será la composición final?

Reacción: A + B ========= AB

Constante: 20g A + 80g B ==== 100g AB

Solución 1: 8g A + ? === ?

Solución 2: ? + 40g B === ?

Realizando los cálculos:20/80 = 8/x ; x=32 g B20/80=x/40 ; x=10 g A

Reacción: A + B ========== ABConstante:20g A + 80g B ==== 100g AB

Solución 1: 8g B + 32g B === 40g ABSolución 2: 10g A + 40g B === 60g AB

Exceso: 0g + 8 g B === ---La solución 2 carece de sentido, ya que para consumir los 40 gramos de B serían necesarios 10 g de A, y en el problema sólo hay 8 g de A.La solución 1 es la correcta. El reactivo limitante es A y el reactivo en exceso es B.La composición final será: 40 gramos de AB y 8 gramos de B.

El Mol
Su Historia y El Uso
por Anthony Carpi, Ph.D.
Puesto de manera simple, el mol representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 1023 (Si está confundido por la forma de este número consulte la lección sobre la notación científica.)
¡Este si que es un número alto! Mientras que una docena de huevos puede convertirse en una rica tortilla de huevos, un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la tierra más de 30 millones de veces. Reflexione sobre esto, le tomaría a 10 billones de gallinas poniendo 10 huevos por día más de 10 billones de años poner un mol de huevos. Por consiguiente, ¿por qué usaríamos para empezar un número tan alto? Ciertamente, la tienda local de donuts no va a 'super-aumentar' la docena de donuts al darle un mole de estas golosinas.
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.

Historia del MolComúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas. Alrededor de 50 años después, un científico italiano llamado Stanislao Cannizzaro usó la hipótesis de Avogradro para desarrollar un grupo de pesos átomicos para los elementos conocidos, comparando las masas de igual volumen de gas. Sobre la base de este trabajo, un profesor de secundaria austríaco llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire, en 1865, y eso desarrolló un estimado para el número de moléculas en un volumen dado de aire. A pesar de que estas antiguas estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas indujeron al concepto del mol - a saber, la teoría de que en una masa definida de un elemento (su peso atómico), hay un número preciso de átomos - el número de Avogrado.

Masa Molar

Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos). Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones (o múltiplos) de los moles:
Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio
Mol del Helio
Átomos del Helio
Gramos del Helio
Otros pesos átomicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento.
El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.

Un Átomo de Hidrógeno
Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.
Peso MolecularSi una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.
Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes
Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 1023 moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con anterioridad, tambíen se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023 moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto.

ENLACES QUMICOS

FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: ENLACE QUIMICO (IONICO, COVALENTE) y KERNEL

I. ENLACE QUIMICO;

MATERIAL:
4 Vasos de precipitado de 250 ml
4 Pizetas de Agua destilada
4 Fiolas: 2 de 50ml y 2 de 100ml
Compuestos químicos

PROCEDIMIENTO:

Identifique los enlaces iónicos de atracción electrostática: Grupo 1, Cl Na, Grupo 2, CaO y Grupo 3, Na(OH), Igualmente identifique los de enlace covalente polar Grupo 4 Polar puro elija , H2O destilada o potable, enlace metálico Grupo 5 Fe..

FUNDAMENTO:

Como los electrones que intervienen en la combinación solo son los del último nivel, por eso se les llama , nivel de valencia, normalmente los subniveles “s” y “p”. Para representar compuestos, se graficará con la estructura Lewis y con modelos ingeniados por los alumnos,.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

· Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
· Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
2
· Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,
· En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
· Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas

-ANALISIS TEORICO

De acuerdo a la forma como se unen o combinan, dos o más átomos para originar las moléculas, estas pueden clasificarse en dos tipos:

1. Iónicas, electrovalentes o heteropolares.
2. Covalentes o moléculas químicas

Enlace Covalente: (frecuentemente un par de electrones)El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones.

Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de oxígeno. El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

Enlace metálico: Metal es un elemento que tiene muy baja electronegatividad, los electrones de la última órbita de sus átomos son muy inestables.

II. KERNEL

MATERIAL
Información: Diferencie la ultima capa o nivel, para determinar su valencia.
Datos: Cada grupo determinara su capacidad de combinación.

PROCEDIMIENTO:

Proceda a determinar el Kernel; Grupo 1, Cl Grupo 2, Ca Grupo 3, O Grupo 4, Na, y determine su importancia

FUNDAMENTO:

Es lo que queda de un átomo al quitarle la última capa o subnivel

Enlaces entre átomos:

Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.¿Por qué se unen los átomos?Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.Distintos tipos de enlacesLas propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

Enlaces Químicos
por Anthony Carpi, Ph.D.
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!



En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces IónicosEn los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

resultando en

un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas caractéristicas en común:

Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),

Los compuestos iónicos se disuelven facilmente en el agua y otros solventes polares,
En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.

Cristal de Cloruro de Sodio
Esquema de Cristal NaCl



Enlace Covalentes

El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.

Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.

Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.

Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.

Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

Enlace polar covalente simulado en una molécula de agua
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.

Los DipolesYa que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro electrón se ecuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la molécula.


Enlace iónico []
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo[4] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.

Enlace covalente coordinado []
En enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.
Enlace de uno y tres electrones []
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.[5]
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.[6]
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.[6]
Enlaces flexionados []
Artículo principal: Enlace flexionado
Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.
Enlaces 3c-2e y 3c-4e [
En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red.
Enlace aromático ]
En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples línes (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plana. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.

Enlace metálico []
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.
Enlace intermolecular []

Fuerzas de van der Waals.
Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.
Dipolo permanente a dipolo permanente []
Artículo principal: Fuerza intermolecular
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.
Enlace de hidrógeno []
Artículo principal: Enlace de hidrógeno


Enlace de hidrógeno.
En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explicar el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)

Artículo principal: fuerzas de London
Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.
Interacción pi-catión []
Artículo principal: Interacción catión-pi
La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva.
Electrones en los enlaces químicos ]
En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos están caracterizadas por potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción simple a la diferencia de cargas.
Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entre los átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi.
En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar.

SUSTANCIA PARTICULA y MOLECULA

FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: SUSTANCIA PARTICULA MOLECULA y ATOMO

I. SUSTANCIA, PARTICULA y MOLECULA

MATERIAL:

4 Vasos de precipitado 250 ml
4 Pizetas de agua destilada
Compuestos ó Sustancias

PROCEDIMIENTO:

Utilizando > H2O destilada , identifique la sustancia, partícula, molécula, cuerpo y proceda a disolver la partícula para observar las moléculas Grupo1, SO4Ca Grupo 2, Azúcar , Grupo3 SO4Cu, Grupo 4, CaO, .
Identifique cuando es sustancia, partícula, molécula y su ubicación en la tabla periódica y establezca sus características ejm, metal no metal.

FUNDAMENTO:

“ Sustancia; Son formas especificas de materia, con propiedades definidas.
Partícula; Parte pequeña de la materia constituido por un número pequeño de moléculas
Molécula; Es la porción mas pequeña de la sustancia capaz de separarse

-ANALISIS TEORICO:

La materia tiene propiedades y características que permiten diferenciar sus cualidades , especialmente utilizando el disolvente universal



II. ATOMO:

MATERIAL :
Moléculas
Vasos
Agua
PROCEDIMIENTO:
Utilizando su capacidad deductiva, establezca en grupo que tipo de átomos tiene en su mesa

FUNDAMENTO:
Atomo; Porción más pequeña y última de la materia

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Sustancias.–

Son materiales de aspecto homogéneo que constan de un solo constituyente. Cada sustancia posee un conjunto de propiedades específicas que la distinguen de las demás sustancias. Consisten de unas pequeñas partículas llamadas iones, moléculas o átomos. Las propiedades macroscópicas de las sustancias son consecuencia de la estructura interna y de las interacciones de sus partículas. La composición química de una sustancia señala cuáles y cuántos elementos integran a sus partículas. Se tienen registradas alrededor de 28 millones de sustancias[2].
Partículas
Los átomos son las partes más pequeñas de un elemento (como el carbono, el hierro o el oxígeno). Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma estructura electrónica (responsable esta de la gran mayoría de las características químicas), pudiendo diferir en la cantidad de neutrones (isótopos). Las moléculas son las partes más pequeñas de una sustancia (como el azúcar), y se componen de átomos enlazados entre sí. Si tienen carga eléctrica, tanto átomos como moléculas se llaman iones: cationes si son positivos, aniones si son negativos.
El mol se usa como contador de unidades, como la docena (12) o el millar (1000), y equivale a . Se dice que 12 gramos de carbono o un gramo de hidrógeno o 56 gramos de hierro contienen aproximadamente un mol de átomos (la masa molar de un elemento está basada en la masa de un mol de dicho elemento). Se dice entonces que el mol es una unidad de cambio. El mol tiene relación directa con el número de Avogadro. El número de Avogadro fue estimado para el átomo de carbono por el Químico y Físico italiano Carlo Amedeo Avogadro Conde de Quarequa e di Cerreto. Este valor, expuesto anteriormente, equivale al número de partículas presentes en 1 mol de dicha sustancia. Veamos:
1 mol de glucosa equivale a moléculas de glucosa
1 mol de Uranio equivale a átomos de Uranio
Dentro de los átomos, podemos encontrar un núcleo atómico y uno o más electrones. Los electrones son muy importantes para las propiedades y las reacciones químicas. Dentro del núcleo se encuentran los neutrones y los protones. Los electrones se encuentran alrededor del núcleo. También se dice que es la unidad básica de la materia con características propias. Está formado por un núcleo donde se encuentran protones.
Para poder comprender el comportamiento de la materia, es necesario estudiar sus características microscópicas.
Las Teorías fundamentales de la química consideran que todas las sustancias están formadas por partículas pequeñísimas llamadas moléculas, las cuales a su vez están constituidas por partículas más pequeñas llamadas átomos.

MOLÉCULA.-

Es la parte más pequeña de una sustancia que podemos separar de un cuerpo sin alterar su composición química. “Es la parte más pequeña de la masa que conserva las propiedades del cuerpo original”
Imaginemos que se toma una muestra de agua y la subdividimos hasta tener la partícula más pequeña que aún es agua, tal partícula es una molécula.
Las propiedades de una molécula están determinadas por el número, tipo y arreglo de los átomos que la forman.
Así las moléculas de los elementos se componen de una sola clase de átomos, mientras que las moléculas de un compuesto están constituidas por dos o más clases de átomos.
Ejemplo: La molécula de oxígeno está constituida por dos átomos de oxígeno, la molécula de cloruro de sodio (NaCl) está constituida por un átomo de sodio y un átomo de cloro.

ÁTOMO.- Es la mínima parte de un elemento que interviene en un fenómeno químico. “Es la menor cantidad de una sustancia que interviene en una reacción química”
Durante un proceso químico, los átomos de las moléculas se separan y mediante un reajuste se unen para formar otras moléculas.

PARTÍCULA.- El átomo está formada por partículas aún más pequeñas que el mismo. Como son:1.- Electrón.- Partícula subatómica con carga eléctrica negativa y una masa de 9.1 x 10 elevado a -28 g2.- Protón.- Partícula subatómica con carga positiva y una masa de 1.675 x 10 elevado a -24 g3.- Neutrón.- Partícula subatómica con carga neutra y una masa de 1.675 x 10 elevado a -24 g
Los protones y los neutrones forman el núcleo central del átomo, mientras que los electrones se mueven en la corteza del átomo. El diámetro del núcleo es aproximadamente 100 000 veces menor que el diámetro del átomo, de modo que, si el átomo fuera como una plaza de toros, el núcleo sería del tamaño de una cabeza de alfiler. En consecuencia, el átomo está prácticamente hueco.
A su vez los protones, electrones y neutrones están, a su vez, formados por tres partículas más pequeñas denominadas quarks, pero es el protón, el electrón y el neutrón lo importante a nivel químico.
Los átomos con diferente número de protones y electrones se denominan Iones. Los iones pueden ser positivos (cationes) o negativos (aniones).
ELEMENTO.- Es una sustancia que no puede descomponerse químicamente en otras más simples, formadas de átomos iguales.
En la actualidad se conocen 116 elementos diferentes, 92 son naturales y el resto artificiales. Los encontramos agrupados en la tabla periódica de los elementos.
COMPUESTO.- Son sustancias formadas por moléculas de dos ó mas clases de átomos, siempre en la misma proporción.Ejemplo: Agua (H2O), Ácido sulfúrico(H2SO4), Cloruro de sodio(NaCl), etc.
MEZCLA.- Unión física de dos ó más sustancias que conservan sus propiedades.Ejemplo: El aire, el petróleo, agua de mar, pólvora, etc;