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Las ecuaciones químicas

Ecuaciones químicas

Las ecuaciones químicas
En primer lugar observemos que en una ecuación química se expresan dos términos, siempre se escriben en primer lugar (el de la izquierda) los reactivos, son expresados nombrando sus fórmulas químicas que sea correspondiente, luego es separado poniendo el signo de más.
En segundo lugar se anota del lado derecho los productos, estos al igual que los primeros se representan por sus fórmulas químicas, se debe poner entre estos términos una flecha que indicara que se ha producido la reacción química correspondiente

Reactivos ⇒ Productos

Podemos obtener una serie de informaciones partiendo de una ecuación química.

Ejemplo:
Información proporcionada por las reacciones químicas

Todas las ecuaciones químicas deben de estar igualadas o “ajustadas”.

Ya que los átomos en una reacción química no varían, por consiguiente, sera el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos.
Enunciemos dos leyes fundamentales para las reacciones químicas, ley de Lavoisier y ley de Proust, estas dos leyes se relacionan con las masas de los reactivos y también de los productos.

EL ÁTOMO

EL ÁTOMO

Titulaciones

Acidos y bases

Protones

Historia del atomo

Electrones

1.- El átomo en la antigüedad Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo era más simple de lo que parecía.

Algunas de sus ideas de mayor relevancia fueron: Leucipo Demócrito En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más.

Demócrito llamó a estos trozos átomos (“sin división”). La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en:

1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Empédocles En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego. Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.

1.1.- La teoría atómica de Dalton En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton:

1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos. Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir entre los distintos elementos:

2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas.

Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.

3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante. De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones: –

Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. – Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales. – Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante.

2.- El átomo es divisible Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas.

En esta página puedes ver ejemplos sobre fenómenos de electrización. Los fenómenos eléctricos son una manifestación de su carga eléctrica.

La unidad de carga eléctrica en el SI es el culombio (C). Hay 2 tipos de cargas eléctricas: positiva y negativa. dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen.

La materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. cuando adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro. A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el proton). Estos experimentos proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia: –

El átomo contiene partículas materiales subatómicas. – Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga eléctrica elemental. –

Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa. – Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).

3.- Modelos atómicos En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación. Un modelo será tanto más perfecto cuanto más claramente explique los hechos experimentales. El modelo es válido mientras explica lo que ocurre en los experimentos; en el momento en que falla, hay que modificarlo.

3.1.- Modelo atómico de Thomson Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico.

Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin). Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la electrización y la formación de iones. –

La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva. – La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión.

3.2.- Modelo atómico de Rutherford El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el “Experimento de Rutherford”. En esta página puedes ver cómo este experimento ofrecía unos resultados que no podían explicarse con el modelo de átomo que había propuesto Thomson y, por tanto, había que cambiar el modelo.

En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que: – La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. –

Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente. – Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión. Puedes ver el experimento en este vídeo. Aquí tienes otra versión interactiva del mismo experimento. El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que: –

El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y casi toda la masa. – La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo. –

El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo. – Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia.

3.3.- Los neutrones La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos. Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por

J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.

3.4.- Estructura del átomo Según esto, el átomo quedó constituido así: – Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y los neutrones. – Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.

Constantes Químicas y Fisicas

CONSTANTES FÍSICAS

Aceleración de gravedad (valor promedio):  g  =  9,8 [m/s2]

Carga del electrón:  e  =  -1,60´10-19 [C]

Constante de Boltzmann:  k  =1,38´10-23 [J/°K]

Constante de gravitación universal:  G  =  6,67´10-11 [N-m2/kg2]

Constante de permeabilidad:  m0  =  4p´10-7 [H/m]  =  1,26´10-6 [H/m]

Constante de permitividad:  e0  =  8,85´10-12 [F/m]
Constante de Planck:  h  =  6,63´10-34 [J-s]
Constante de proporcionalidad:  K  =  9´109 [N-m2/C2]
Constante solar  =  1340 [W/m2]
Constante universal de los gases ideales:  R  =  0,082 [atm-l/mol-°K]  =  1,98 [cal/mol-°K]  =  8,32 [J/mol-°K]
Densidad del aire seco a 0°C y 1 [atm]  = 1,293 [kg/m3]
Densidad máxima del agua  = 1 [g/ml]  ( a  3,98°C y 1 [atm] )
Densidad media de la Tierra  = 5522 [kg/m3]  =  5,522 [kg/l]
Equivalente mecánico del calor:  J  =  4,19 [J/cal]
Longitud de onda del electrón según Compton: le  =  2,43´10-12 [m]
Masa de la Tierra  =  5,983´1024 [kg]
Masa del electrón en reposo: me  =  9,11´10-31 [kg]
Masa del neutrón en reposo: mn  =  1,67´10-27 [kg]
Masa del protón en reposo: mp  =  1,67´10-27 [k
Momento del dipolo magnético terrestre  = 6,4´1021 [A-m2]
Momento magnético del electrón  =  9,28´10-32 [J-m2/Wb]
Número de Avogadro:  No  =  6,02´1023 [mol-1]
Punto de congelación del agua  = 273,15 [°K]
Punto de ebullición del agua  = 373,15 [°K]
Punto triple del agua  = 273,16 [°K]
Radio de la primera órbita de Bohr en el átomo de hidrógeno: a0  =  5,29´10-11 [m]
Radio ecuatorial de la Tierra =  6,378´106 [m]
Radio polar de la Tierra  = 6,357´106 [m]
Radio promedio de la Tierra  = 6,371´106 [m]
Relación masa-energía  = 8,99´1016 [m2/s2]
Velocidad angular media de rotación de la Tierra  =  7,29´10-5 [s-1]
Velocidad de la luz en el vacío:  c  =  3,00´108 [m/s]
Velocidad del sonido en el aire seco a 0 [°C] y 1 [atm]  =331,4 [m/s]
Velocidad orbital media de la Tierra  = 29.770 [m/s]
Volumen de la Tierra  = 1,087´1021 [m3]
Volumen patrón de los gases ideales a 0 [°C] y 1 [atm]  =  0,0224 [m3]  =  22,4 [l]

CONSTANTES QUÍMICAS

Carga del electrón:  e  =  -1,60´10-19 [C]
Constante de Boltzmann: k  =  1,38´10-23 [J/°K]
Constante de Planck:  h  =  6,63´10-34 [J-s]
Constante universal de los gases ideales:  R  =  0,082 [atm-l/mol-°K]  =  1,98 [cal/mol-°K]  =  8,32 [J/mol-°K]
Densidad del aire seco a 0°C y 1 [atm]  = 1,293 [kg/m3]
Densidad máxima del agua  = 1 [g/ml]  ( a  3,98°C y 1 [atm] )
Longitud de onda del electrón según Compton:  le  =  2,43´10-12 [m]
Masa del electrón en reposo:   me  =  9,11´10-31 [kg]
Masa del neutrón en reposo:   mn  =  1,67´10-27 [kg]
Masa del protón en reposo:  mp  =  1,67´10-27 [kg]
Momento magnético del electrón  = 9,28´10-32 [J-m2/Wb
Número de Avogadro:  No  =  6,02´1023 [mol-1]
Punto de congelación del agua  = 273,15 [°K]
Punto de ebullición del agua  = 373,15 [°K]
Punto triple del agua  = 273,16 [°K]
Radio de la primera órbita de Bohr en el átomo de hidrógeno: a0  =  5,29´10-11 [m]
Relación masa-energía  =  8,99´1016 [m2/s2]
Volumen patrón de los gases ideales a 0 [°C] y 1 [atm]  = 0,0224 [m3]  =  22,4 [l]