DICCIONARIO DE FUNDAMENTOS DE QUÍMICA (Laboratorio)

Prof. Alejandro Maldonado.

ABUNDANCIA CÓSMICA DE LOS ELEMENTOS EN LAS ROCAS DE LA TIERRA: La Tierra en general, los meteoritos, el sistema solar, las galaxias o todo el universo, corresponde al promedio de las cantidades relativas de los elementos químicos presentes o, en otras palabras, a la composición química promedio. La abundancia de los elementos está dada por el número de átomos de un elemento de referencia. El silicio comúnmente se toma como el elemento de referencia en el estudio de la composición de la Tierra y los meteoritos, y los datos están dados en átomos por 106 átomos de silicio. Los resultados de las determinaciones astronómicas de la composición del Sol y las estrellas con frecuencia se expresan en átomos por 1010 átomos de H. Los análisis químicos ordinarios, entre ellos las técnicas avanzadas para estudios de trazas de elementos (tales como activación neutrónica o dilución isotópica), sirven para determinar la composición de rocas y meteoritos. La composición del Sol y las estrellas puede obtenerse de análisis espectroscópicos cuantitativos. Los elementos más abundantes en la superficie de la Tierra son O, Si, Mg, Ca, Al, y el Fe. En el universo, el H y el He constituyen más del 95% de la materia total. Distribución geoquímica. La distribución de los elementos químicos en las principales zonas de la Tierra (corteza, manto, núcleo) depende de la historia remota y de la evolución subsiguiente tanto de la Tierra como del sistema solar. Dado que estos eventos ocurrieron hace largo tiempo y no hay evidencia directa de lo que en realidad sucedió, hay mucha especulación en la explicación actual de la distribución de los elementos en las principales zonas de la Tierra. Antes de que evolucionara el sistema proto-solar para formar el Sol y los planetas probablemente fue una gran nube de gas, polvo y alguna otra materia en forma de lente y girando. El interior de esta nube, contraída y calentada en un inicio por atracción gravitacional, elevó su temperatura y presión lo suficiente para iniciar las reacciones nucleares, generando luz y calor. La materia en los remolinos dentro de las zonas periféricas de la nube, con el tiempo colapsó y formó los planetas individuales. Porciones de elementos ligeros más volátiles (como N, C, O e H) escaparon del interior más caliente del sistema y fueron enriquecidos en los grandes planetas externos menos densos (Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno). Los elementos más pesados, menos volátiles (como Ca, Na, Ng, Al, Si, K, Fe, Ni y S), tendieron a permanecer cerca del centro del sistema y fueron enriquecidos en los pequeños planetas internos más densos (Mercurio, Venus, Tierra y Marte).

ABUNDANCIA ISOTÓPICA: Indica el porcentaje de cada isótopo en una mezcla de varios isótopos de un mismo elemento.

ACETONA:(propanona CH₃COCH₃) líquido incoloro, utilizado como solvente. Es el principal componente del quitaesmalte.

ACIDO: sustancia que origina iones hidrógeno (H⁺) o hidrogeniones (H₃O⁺) al disolverse en agua. Los ácidos en solución acuosa, tienen el de valor de pH por debajo de 7. La teoría de Bronsted – Lowry lo define “sustancias que tienden a liberar protones, y las bases tienen a aceptarlos. También los ácidos son compuestos que pueden ser identificados por su acción frente a los indicadores. Los hidrácidos y los oxácidos se forman de la siguiente manera: Al reaccionar un no metal con el hidrogeno se forma un hidrácido. Ejemplo: Cloro + Hidrogeno  Acido Clorhídrico. Cl₂ + H₂  2HCl. Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido. Ej. Trióxido de Azufre + Agua  Acido Sulfúrico. SO₃ + H₂O  H₂SO₄. Propiedades: Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja. Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína. Son corrosivos. Producen quemaduras de la piel. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrogeno. Reacciona con bases para formar una sal mas agua. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

ÁCIDO CLORHÍDRICO: (HCl) líquido incoloro fumante que se prepara agregando cloruro de H al agua. Es un ácido fuerte. Se utiliza en la fabricación de pinturas, y materiales fotográficos.

ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL.- Es aquella sustancia que no está totalmente disociada en una solución acuosa. Ejemplos:H₂CO₃(Ácido carbónico); NH₄OH (Hidróxido de amonio); H₂S (Ácido sulfhídrico); HBrO (Ácido hipobromoso)

ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE: .- Es aquel que se ioniza casi totalmente en iones positivos e iones negativos. Ejemplos: HClO_4
(Ácido perclórico); H₂SO₄ (Ácido sulfúrico); HCl (Ácido clorhídrico); Base fuerte.- Es la que se disocia completamente en iones positivos y negativos. Ejemplos: NaOH (Hidróxido de sodio); KOH (Hidróxido de potasio); Ca (OH)₂ (Hidróxido de calcio)

ÁCIDO NÍTRICO: (HNO₃) líquido incoloro, corrosivo y fumante. Es un ácido fuerte. Agente oxidante.

ÁCIDO SULFÚRICO: (H₂SO₄) líquido aceitoso incoloro. El ácido sulfúrico concentrado actúa como agente oxidante y como agente deshidratante. En la industria se utiliza para preparar fertilizantes (Ej. sulfato de amonio (NH₄)₂SO₄, para preparar detergentes y para baterías de automóviles.

ACIDO SULFÚRICO FUMANTE (Ácido piro sulfúrico): es una solución que se utiliza para limpiar el material de vidrio del laboratorio. Se prepara disolviendo Óxido de S (VI) en ácido sulfúrico concentrado, luego se diluye con agua. (Recordar: el ácido sobre el agua y nunca a la inversa)

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN ARRHENIUS: Svante Arrhenius químico sueco quien durante el período de 1883-1887 desarrollo su teoría de la disociación electrolítica propuso que en soluciones acuosas los electrólitos fuertes existen principalmente como partículas cargadas llamadas iones. Estos iones se mueven con relativa libertad en solución y durante la electrólisis. Las conclusiones de Arrhenius se basaron principalmente en sus experimentos sobre el punto de congelación de las soluciones. Arrhenius entonces definió a los ácidos como sustancias del tipo HX que en solución se disocian produciendo H⁺ y X^-, definiendo a las bases M(OH), como sustancias que en solución producen M⁺ y OH^-, y a la neutralización como el resultado de la combinación de esos iones.

ACIDOS Y BASES SEGUN BRONSTED-LOWRY: Los ácidos y bases según Brönsted –Lowry los ácidos sustancias que ceden protones, las bases son sustancias capaces de aceptar protones. De acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry, un ácido es la especie que contiene hidrógeno en el cual el enlace covalente que une al hidrógeno se puede romper de manera que se libere el ion hidrógeno. Una base es una especie que es capaz de formar un nuevo enlace covalente con un protón donado por un ácido.

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN LEWIS: Entre los años 1915 y 1938, el químico norteamericano G.N. Lewis realizó estudios acerca de ácidos y bases y encontró muchos ejemplos que apoyan los cuatro criterios sobre ácidos y bases, que son el punto de partida de su trabajo:1.- Las reacciones de neutralización son rápidas. 2.- Los ácidos y las bases desplazan de sus compuestos a otros ácidos y bases más débiles. 3.- Para determinar el punto de equivalencia en titulaciones con ácidos o con bases, se pueden usar indicadores. 4.- Los ácidos y las bases funcionan frecuentemente como catalizadores. Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una substancia capaz de donar un par de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).

AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.): Es la energía liberada por un átomo al incorporar un electrón y transformarse en un ión negativo (anión^-). Ej. F + e^- -----> F^- + Energía (A. E.) La electroafinidad, energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico.

AFORO: es la línea grabada que lleva en el cuello (parte superior) el material volumétrico (matraz, pipeta, etc.)

AGARRADERA: va unido al soporte universal, por medio de una nuez, y se utiliza para sostener crisol, tubo de ensayos, bureta, tubo refrigerante, y balón. Es metálica con la parte cóncava recubierta de una delgada plancha de corcho.

AGENTE OXIDANTE: Es aquél que gana electrones. El que se reduce.

AGENTE REDUCTOR: Es aquél que cede electrones. El que se oxida.

AGUA: fórmula: H₂O; masa molecular: 18 g; color; incolora; sabor: insípida; Olor: inodora; densidad (a 4 ºC y 1 atm de presión): 1 g/cm³; punto de fusión: 0 ºC; punto de ebullición: 100 ºC; calor específico: 4,186 Joule/g ºC; calor latente de fusión: 79 Kcal. /dm³;

calor latente de evaporación: 547 Kcal. /dm³; tensión superficial (a 20 ºC): 72,76 dyn/cm.; viscosidad dinámica (a 20 ºC): 0,01 g/cm³.

AGUA OXIGENADA: Ver peróxido de hidrógeno.

ALCOHOL ETÍLICO: (etanol. C₂H₅OH) líquido volátil, incoloro. Está presente en l bebidas intoxicantes, en las que se produce por la fermentación del azúcar. El etanol también se utiliza como solvente.

ETANOL
Fórmula	C₂H₅OH
Propiedades físicas
Estado de agregación	Líquido
Apariencia	Incoloro
Densidad	789kg/m³;0,789g/cm³
Masa	46,07
Punto de fusión	158.9K(-114.3 ºC)
Punto de ebullición	351.6 K (78.4 ºC)
Punto de descomposición	K (-273,15 ºC)
Temperatura crítica	514 K (240 ºC)
Propiedades Químicas
Acidez (pKa)	15,9
Solubilidad en agua	No miscible
KPS	n/d
Valores en el SI y en CNPT (1 atmósfera y 273 ºK ó 0 ºC )

ALOTROPÍA: Es la capacidad que tienen ciertas sustancias de existir en varias formas con distintas propiedades. Ej. El oxígeno: O₂ y O₃ (ozono). El fósforo: P rojo y P (P₄) y el C como grafito o diamante.

ALUMINIO (Al): Z= 13; Descubridor: Friedrich Wohler. Origen del elemento: se obtuvo a partir de la tierra alúmina.

ALUMINOTERMIA: La acción reductora del Aluminio sobre los óxidos de otros metales, cuando la reacción se inicia en un punto, se desarrolla por sí sola, debido a que el calor de formación del Óxido de Aluminio es mucho mayor que el de la mayoría de los demás óxidos metálicos, referidos a la misma cantidad de oxígeno. A este proceso se le denomina Aluminotermia y es aplicable a la obtención de numerosos metales a partir de sus óxidos. Todos ellos deben tener un calor de formación menor que el del Óxido de Aluminio.

En la reacción: 4 Al + 30₂  2Al₂ O₃ Se desprenden 393.6 kilocalorías. Esta gran cantidad de calor desprendida produce una elevación de la temperatura a cerca de 3000º C, ya que ninguno de los productos de la reacción es gaseoso.

A temperatura tan elevada no solo se funde el metal que se forma y que por su mayor densidad se reúne en el fondo, sino que también es capaz de fundir el óxido de aluminio formado y que se reúne en la superficie del metal, por su menor densidad, constituyendo una capa protectora.

ALQUIMIA: La alquimia (del árabe الخيمياء al-khimia) es una antigua práctica protocientífica y disciplina filosófica que tenía por objeto ensalzar la naturaleza inmunda librándola de sus impurezas por el arte del fuego. Combina elementos de lo que hoy son la química, la metalurgia, la física, la medicina, la astrología, la semiótica, el misticismo, el espiritualismo y el arte. La alquimia fue practicada en Mesopotamia, el Antiguo Egipto, Persia, la India y China, en la Antigua Grecia y el Imperio Romano, en el Imperio Islámico y después en Europa hasta el siglo XIX, en una compleja red de escuelas y sistemas filosóficos que abarca al menos 2.500 años. La alquimia occidental ha estado siempre estrechamente relacionada con el hermetismo, un sistema filosófico y espiritual que tiene sus raíces en Hermes Trimegisto, una deidad sincrética grecoegipcia y legendario alquimista. Estas dos disciplinas influyeron en el nacimiento del rosacrucismo, un importante movimiento esotérico del siglo XVII. En el transcurso de los comienzos de la época moderna, las teorías que disentían de la alquimia fueron conformando el cuerpo de lo que hoy conocemos como química. La alquimia nunca evolucionó hacia la química, como generalmente se cree, la alquimia permaneció siendo tal cual era, un arte hermético cuyo último posible representante de renombre, ya en el siglo XX fue Fulcanelli .Actualmente es de interés para los historiadores de la ciencia y la filosofía, así como por sus aspectos místicos, esotéricos y artísticos. La alquimia fue una de las principales precursoras de las ciencias modernas, y muchas de las sustancias, herramientas y procesos de la antigua alquimia han servido como pilares fundamentales de las modernas industrias química y metalúrgica. La alquimia en la cultura popular es citada con mayor frecuencia en novelas, películas y espectáculos resumido al proceso usado para transformar plomo (y otros metales) en oro. Otra de las metas de la alquimia es la búsqueda de la piedra filosofal, con la que lograr la habilidad para transmutar las substancias impuras en su forma más perfecta, oro en la naturaleza metálica y la vida eterna en la naturaleza animal.

AMPOLLA DE DECANTACIÓN: Recipiente con forma de pera con un vástago provisto de una llave esmerilada (robinete), que se utiliza para separar líquidos no-miscibles (fases de un sistema material heterogéneo, formado por líquidos de distinta densidad). Una de las fases, cae, la otra queda en la ampolla de decantación.

ANÁLISIS VOLUMÉTRICO: Proceso de titulación. El color fucsia sería similar al producido por el indicador fenolftaeína. El proceso de adición de volúmenes de la disolución conocida se denomina valoración. Generalmente la disolución con el reactivo conocido (disolución valorante, preparada a partir de un patrón u otro reactivo, en cuyo caso debe ser normalizada previamente) se coloca en una bureta y la disolución de la muestra que contiene el analito en un erlenmeyer. La disolución valorante se añade gota a gota hasta que ha reaccionado con todo el analito. Entonces se mide el volumen consumido y mediante un cálculo estequiométrico sencillo se puede calcular la concentración del compuesto problema. Punto final: se llama así al final de la valoración, que se aprecia por un cambio brusco de alguna propiedad de la disolución en el Erlenmeyer, generalmente un cambio de color que se ve a simple vista. Para que se produzca este cambio es preciso agregar a la disolución del Erlenmeyer una pequeña cantidad de una sustancia llamada indicador. El indicador se elige de tal forma que el punto final coincida (o sea muy cercano) al punto de equivalencia. También se debe escoger un indicador apropiado para cada tipo de reacción y para cada propiedad. Por ejemplo, si se toma en cuenta la acidez o basicidad de las sustancias, se puede utilizar fenolftaleína. Si se da una reacción de formación de complejos, se puede utilizar eriocromo negro T. El punto de equivalencia es cuando la cantidad de equivalentes del valorante es igual a la del analito. Valoración, volumetría, titulación. Material volumétrico: l material de laboratorio que se utiliza para la medida de los volúmenes de los líquidos esta constituido por buretas, erlenmeyers, matraces aforados, pipetas, etc. Si bien, sólo las buretas, matraces aforados y pipetas se consideran material volumétrico de precisión. Tipos: Valoraciones ácido-base: reacciones de neutralización. Valoraciones redox: reacciones de oxidación-reducción. Valoraciones de precipitación: reacciones de solubilidad-precipitación. Valoraciones de formación de complejos: reacciones de complejación. Patrones primarios: son aquellos que pueden preparar disoluciones de concentración exacta, conocida y estable. Ej. Dicromato de potasio. Patrones secundarios cuando sus disoluciones no son estables o no se puede preparar una concentración exacta. Ej. Hidróxido de sodio. En estos casos es necesario un proceso de estandarización o titulación de la disolución patrón, para calcular su concentración exacta. La diferencia entre los patrones primarios y secundarios, está en que los primarios deben ser pesados en balanza analítica. Los segundos se pesan en balanza granataria y se titulan con un patrón primario (para obtener su factor). Punto final y de equivalencia El punto de equivalencia es el punto en que ambos reactivos reaccionan en cantidades estequiométricos exactas. Teniendo en cuenta el punto en el cual las concentraciones de acido y bases son equivalentes, este proceso se llama punto final de la valoración (o de la titulación). Cuando se utiliza fenolftaleína o naranja de metilo (colorante azoderivado), en una titulación o para hallar el punto final o el de equivalencia en una reacción estequiométrica se debe tener en cuenta la sustancia conocida como base del proceso, de allí depende su punto final. Teniendo en cuenta cuando se titula un ácido de concentración conocida, sobre la base de concentración desconocida, el ácido puede que caiga en exceso debido a que no se agregan las gotas necesarias de fenolftaleína o de naranja de metilo ocasionando modificaciones en el pH de la disolución y al mismo tiempo el punto de equivalencia no coincide con el punto final que es el momento en donde cambia de color la solución ácido-base, ocurriendo que el punto final se alcanza antes del punto de equivalencia

ANIÓN: Una partícula atómica o molecular que tiene una carga eléctrica negativa. Ej. Cl^-1 anión cloruro; (OH)^- anión oxidrilo.

ANFOTERISMO. Anfótero es la molécula que contiene un radical base y otro ácido, pudiendo así actuar bien como ácido, o bien como base, según el medio en que se encuentre, como sucede con los aminoácidos. Son también anfóteros por naturaleza los iones intermedios de los ácidos polipróticos. Las sustancias clasificadas como anfóteras tienen la particularidad de que la carga eléctrica de la parte hidrofílica cambia en función del pH del medio. Actúan como bases en medios ácidos y como ácidos en medios básicos, para contrarrestar el pH del medio. Los tensoactivos que son anfóteros poseen una carga positiva en ambientes fuertemente ácidos, presentan carga negativa en ambientes fuertemente básicos, y en medios neutros tienen forma intermedia híbrida, Ion Mixto. Al aplicar un flujo de corriente en el medio donde se encuentran se moverán hacia la carga positiva si actúan como ácidos (y por tanto negativamente) o hacia la carga negativa si actúan como bases (y por tanto positivamente). Si se encuentran en forma de ion mixto permanecerán inmóviles. Este proceso es llamado Electroforesis. A la luz de esta definición, el número de verdaderas sustancias anfóteras usadas en cosmética es bastante pequeño. Las sustancias anfóteras se dividen en dos familias: Acil-aminoácidos (y derivados) N-alquil-aminoácidos El plomo y el arsénico en su forma de ácido arsenioso son también anfóteros.

ANFÓTERO: Recibe esta denominación la molécula que contiene un radical base y otro ácido, pudiendo así actuar bien como ácido, o bien como base, según el medio en que se encuentre, como sucede con los aminoácidos. Son también anfóteros por naturaleza los iones intermedios de los ácidos polipróticos. Las sustancias clasificadas como anfóteras tienen la particularidad de que la carga eléctrica de la parte hidrofílica cambia en función del pH del medio. Actúan como bases en medios ácidos y como ácidos en medios básicos, para contrarrestar el pH del medio. Los tensioactivos que son anfóteros poseen una carga positiva en ambientes fuertemente ácidos, presentan carga negativa en ambientes fuertemente básicos, y en medios neutros tienen forma intermedia híbrida, Ion Mixto. Al aplicar un flujo de corriente en el medio donde se encuentran se moverán hacia la carga positiva si actúan como ácidos (y por tanto negativamente) o hacia la carga negativa si actúan como bases (y por tanto positivamente). Si se encuentran en forma de ion mixto permanecerán inmóviles. Este proceso es llamado Electroforesis. A la luz de esta definición, el número de verdaderas sustancias anfóteras usadas en cosmética es bastante pequeño. Las sustancias anfóteras se dividen en dos familias: Acil-aminoácidos (y derivados) N-alquil-aminoácidos El plomo y el arsénico en su forma de ácido arsenioso son también anfóteros

ÁNODO: es el polo positivo, hacia el cual se dirigen los iones negativos (aniones) de una solución o cristal fundido, al que se le introdujo un par de electrodos y se le aplicó una diferencia de potencial.

ÁNODOS Y CÁTODOS EN UN TUBO DE VACÍO O UN SEMICONDUCTOR POLARIZADO (diodos, capacitores electrolíticos) el ánodo es el electrodo positivo (+) y el cátodo el negativo (-). Los electrones entran al dispositivo por el cátodo y salen por el ánodo.

En una celda de tres electrodos, un electrodo auxiliar es usado sólo para hacer la conexión con el electrolito para que una corriente pueda ser aplicada al electrodo en curso. El electrodo auxiliar esta usualmente hecho de un material inerte, como un metal noble o grafito.

APRECIACIÓN DE UN INSTRUMENTO: la apreciación de un instrumento es la menor división de la escala del mismo.

ARO METÁLICO: es un material de metal de estructura circular y de hierro que se adapta al soporte universal y sirve como soporte de otros utensilios como lo son los vasos de precipitados, embudos etc. y para sostener recipientes que van a calentarse a fuego directo. Puede ser aro de hierro con nuez.

ATOMICIDAD: Se llama así al subíndice colocado debajo de cada átomo en una molécula para indicar la cantidad de átomos que posee, si ese número es 1 no hace falta indicarlo. Ejemplo: P₄, indica que la molécula de fósforo tiene atomicidad 4, o sea que esta formada por 4 átomos de P; H₂SO₄, indica que la molécula de ácido sulfúrico está formada por 2 átomos de H, 1 de S y 4 de oxígeno.

ÁTOMO: Es la menor porción de un elemento la cual no tiene carga eléctrica, y puede entrar en combinaciones químicas. Dalton denominó a los átomos como las partículas fundamentales que constituyen la materia. Basándose en este concepto de átomo, elemento serían las sustancias que están constituidas por un solo tipo de átomos. TAMAÑO: Es prácticamente imposible definir cuál es el tamaño de un átomo libre. Sin embargo, si se puede medir las distancias entre átomos (distancia de enlace) y a la mitad de esa distancia se le llama radio, que depende del tipo de enlace que se le suele llamar iónico o covalente. ESTRUCTURA: El átomo es la porción más pequeña de la materia. Está conformado por tres partículas fundamentales con cargas diferentes (P⁺, electrones y N). Existen distintos tipos de átomos; c/u de estos recibe el nombre de elemento químico. Tiene un núcleo central en donde se encuentra la mayoría de la masa del átomo que está conformada por Protones (P⁺) y Neutrones (con cargas neutralizadas). Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de protones. Alrededor del núcleo giran en forma desordenada (determinando órbitas) las cargas negativas llamadas electrones (e^-). Las tres partículas fundamentales que conforman el átomo son: Electrones (e^-): Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10^-19 Coulomb y masa igual a 9,1083 x 10^-28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. Protones (P+): Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva = 1,602 x 10^-19Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón. Se encuentra formando parte del núcleo de los átomos de todos los elementos. Al número de protones se le llama número atómico, (Z), que a su vez, al ser eléctricamente neutro, es igual al número de electrones (Z = Nº P⁺ = Nº e^-). Los elementos químicos están ordenados en la Tabla Periódica según su Z. Neutrones (N): Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del P⁺. Junto con éste conforman el núcleo del átomo. La masa atómica, o número másico (A) de un átomo la suma de los P⁺ y los N. (A = P⁺ + N)

ÁTOMO: DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES: Cada orbita acepta una cantidad determinada de electrones, la 1^ra orbita acepta 2, la segunda 8, la tercera 8, la cuarta 32 y así sucesivamente, a esto se le llama distribución de electrones por niveles. Ejemplo:

En el átomo de CLORO: 2 - 8 – 7 quiere decir que en: el primer nivel tiene 2 electrones, el segundo nivel tiene 8 electrones y el tercer nivel tiene 7 electrones. El primer nivel es el que se encuentra más cercano al núcleo.

ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA: es la fuerza que mantiene unidos al conjunto de iones positivos y negativos que constituyen un compuesto iónico o "molécula". Es decir, mantiene unidos los iones en el cristal (que es la estructura de todos los compuestos iónicos).

AUTO-PROTÓLISIS DEL AGUA: Se denomina autoprotólisis al equilibrio químico que presentan las moléculas de agua con los iones hidronio e hidroxilo. En el interior de una muestra de agua pura, algunas moléculas pueden reaccionar entre ellas, de tal forma, que una de las moléculas le puede ceder a otra adyacente y suficientemente próxima un protón. El resultado de esta transferencia de protones es la formación de los iones H3O+ e iones OH-. La concentración de estos iones en agua pura y a una temperatura de 25ºC, es muy baja, del orden de 10-7 mol/L. A pesar de la baja concentración de estas especies, una leve alteración en la concentración de cualquiera de ellas, puede tener implicaciones muy importantes desde el punto de vista de la reactividad de las sustancias presentes en disolución. La sola adición de unas gotas de ácido clorhídrico concentrado a un litro de agua pura puede variar el pH original en varias unidades

AZUFRE(S): Z= 16. Sólido cristalino de bajo punto de fusión y de color amarillo. Se quema fácilmente en oxígeno con una llama azul característica para formar dióxido de azufre y trazas de trióxido. Se utiliza como agente selectivo de fluoración y cloración en la química orgánica.

BALANZA: instrumento de precisión que se utiliza para medir masas de sustancias Hay balanza de doble platillo, digital etc.

BALANZA DE PRECISIÓN: se utiliza para medir masas de sustancias sólidas.

BALÓN: recipiente específico utilizado para almacenar líquido. En el soporte universal y sobre el aro metálico, sirve para calentar líquidos. Se presentan de 250 y 500 ml con o sin boca esmerilada.

BALÓN DE DESTILACIÓN: Material de vidrio de cuello largo y cuerpo esférico. Está diseñado para calentamiento uniforme, y se fabrica con distintos grosores del vidrio para diferentes usos. Está hecho generalmente de vidrio de boro - silicato (resistente al calor).La mayor ventaja del matraz respecto de otros materiales de vidrio es que su base redondeada permite agitar o re-mover fácilmente su contenido. Sin embargo, esta misma característica también lo hace más susceptible a derramarse.

balón. balón de destilación

BARIO (Ba): Z=56. Descubierto por: Humphry Davy; origen: del griego barys, que significa pesado. Se obtuvo a partir de la barita; es un sólido blando, plateado, altamente reactivo. Sus compuestos más importantes son minerales: el sulfato de bario (Ba SO₄) y el carbonato de bario (Ba CO₃)

BASE: Es una entidad molecular capaz de aceptar protón/ es de un ácido, o las especies químicas que correspondan. Son compuestos que resultan de la unión de un oxido básico con el agua, y se forman de dos maneras: Al reaccionar en metal activo con agua.

Ej. Litio + agua  Hidróxido de Litio. 2Li + 2H₂O  2LiOH + H₂. Al reaccionar un óxido básico con agua.

Ej.: Óxido de Sodio + Agua  Hidróxido de Sodio. 2NaO + 2H₂O  2NaOH + H₂. Propiedades: Tienen sabor amargo. Cambian el papel tornasol de rosado a azul, el anaranjado de metilo de anaranjado a amarillo y la fenolftaleína de incolora a rosada fucsia. Son jabonosas al tacto. Son buenas conductoras de electricidad en disoluciones acuosas. Son corrosivos. Reaccionan con los ácidos formando una sal y agua. Reacciona con los óxidos no metálicos para formar sal y agua.

BATERÍAS: DE MERCURIO,: Esta batería es utilizada en operaciones finas, porque tiene la capacidad de dar un voltaje más constante, potencia más alta y vida más larga. Esta pila consiste en un cilindro de acero inoxidable, en el cual se contiene un ánodo que es una amalgama de cinc y mercurio, en contacto con un electrolito sumamente alcalino que consta de óxido de cinc y óxido de mercurio (II).

BATERÍAS: DE LITIO: A diferencia del resto de celdas voltaicas, la de litio no tienen un electrolito líquido o pastoso, sino sólido como conector de los electrodos. El voltaje de una batería de litio puede llegar a ser hasta de 3V y es recargable, de la misma manera que el acumulador de plomo. Por su larga durabilidad y confiabilidad se proclaman como las baterías del futuro.

BATERÍAS: DE PILAS SECAS, La pila seca más común, es decir, una celda que no tiene fluido como componente es la pila de Leclanché. El ánodo de la celda consta de una lata de cinc que está en contacto con dióxido de manganeso y un electrolito. El electrolito contiene cloruro de amonio y cloruro de cinc en agua, a los que se añade almidón para darle una consistencia pastosa y no líquido. El cátodo es una barra de carbón inerte, que se encuentra en el centro de la celda. La pila seca de Leclaché, tiene un voltaje de 1.5V.

BENCENO: (ciclohexatrieno C₆ H₆₎ es un hidrocarburo poli insaturado, con forma de anillo (se le llama anillo bencénico, o aromático, ya que posee un olor particularmente llamativo). En el benceno cada átomo de C ocupa el vértice de un hexágono regular, ocupa dos valencias con los dos átomos de carbonos adyacentes, una tercera valencia con un átomo de hidrógeno y la cuarta denominada 'oculta' dirigiéndola hacia el centro del anillo hexagonal formada en algunos casos de carbono y en otros de alguna base nitrogenada. Cada átomo de carbono comparte su electrón libre con toda la molécula (según la teoría de orbitales moleculares), de modo que la estructura molecular adquiere una gran estabilidad y elasticidad.

El benceno es un líquido incoloro de aroma dulce y sabor ligeramente amargo, similar al de la hiel. Se evapora al aire rápidamente y es poco soluble en agua. Es sumamente inflamable, volátil y se forma tanto en procesos naturales como en actividades humanas.

Se usa en la fabricación de plásticos, resinas, fibras sintéticas, gomas, lubricantes, tinturas, detergentes, medicamentos y pesticidas.

El benceno es también un componente natural del petróleo crudo, de la nafta y del humo de cigarrillo.

BERILIO(Be): Z= 4. Descubierto por : L.N. Vauquelin. Origen: se hallaba formando un óxido en una gema semipreciosa llamada berilo.

BICARBONATO DE SODIO: ( Carbonato ácido de sodio, Bicarbonato Sódico o hidrogenocarbonato de sodio Na HCO₃ ), es un compuesto sólido cristalino de color blanco muy soluble en agua, con un ligero sabor alcalino parecido al carbonato de sodio, Se puede encuentra como mineral en la naturaleza o se puede producir artificialmente. Cuando es expuesto a un ácido moderadamente fuerte se descompone en dióxido de carbono y agua.

NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂ (gas) -

Bicarbonato de Na ác. clorhídrico cloruro de Na agua dióxido de C

NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O + CO₂ (gas)

Bicarbonato de Na ác. acético etanoato de Na agua dióxido de C

Usos en Gastronomía: por la capacidad del NaHCO₃ de liberar CO₂ se usa como aditivo leudante en panadería, dando sabor y volumen al producto panificado, y en la producción de gaseosas. También para neutralizar la acidez del tomate en la preparación de salsa. Si se le agrega al remojar los porotos, se evitan los gases al comerlos. Si se agrega una pequeña de NaHCO₃ a un guiso la carne dura se pone tierna más rápido. Usos como desodorizante: limpiar el microondas para evitar olores. Mezclado con la pasta de dientes quita el mal aliento y disuelve placas.. En la heladera (frasco destapado) para evitar el mal olor causado por la humedad. Frotarse las manos NaHCO₃ para eliminar olores fuertes como pescado o ajo. Lavar las verduras con bicarbonato las limpia sin dejar olor. Usar en lugar de talco para evitar el mal olor en los pies. Elimina el olor que adquiere un termo después de no haberse utilizado en mucho tiempo con la tapa puesta. Usos como control de plagas: Una línea de bicarbonato en las puertas evita el paso de las hormigas. Sobre el pelaje de la mascota, sirve para eliminar las pulgas. Usos como medicamento: el baño de inmersión, con bicarbonato elimina las infecciones vaginales. Hacer gárgaras evita la gripe y las infecciones de garganta. Tomar con agua evita la acidez estomacal. Mezclado con vinagre reduce la hinchazón el y el dolor producido por picaduras de abejas. La pasta formada por NaHCO₃ y agua, reduce la hinchazón el y el dolor producido por picaduras hormigas o arañas. Con té de menta, alivia los dolores estomacales. Usos como cosmético: un poco de bicarbonato en el champú elimina gratitud y da brillo. Lavar la cara con un poco de bicarbonato y agua, limpia los poros y evita el acné. Mezclar con avena para hacer un exfoliante que suaviza la piel sensible. Poner en el pelo si esta grasoso y no hay tiempo de lavarlo. Luego 5’ con el aire caliente del secador. Usos como limpiador: Lavar los cepillos y peines para eliminar residuos grasos. La pasta formada con agua y bicarbonato, limpia la base de la plancha. Elimina las manchas de vino tinto y café. Limpiar los insectos adheridos al capot del auto sin dañar la pintura. Lavar los lentes de contacto y los anteojos con bicarbonato y agua salada. Otros usos: Es el componente fundamental de los polvos extintores de incendios. El bicarbonato de Na mezclado con agua hirviente destapa cañerías. Indica la acidez del suelo del jardín (si burbujea es demasiado ácido). Mezclado con pegamento, sirve para el relleno de grietas en la pared. Esparcido en el lavarropas antes del centrifugado, actúa como suavizante de ropa. También se usa para aumentar el pH y la alcalinidad total del agua de las piscinas. Restaura el balance de pH en aguas con altos niveles de cloro. Mantiene el pH elimina olores en los baños de los transportes de pasajeros, y baños químicos. El bicarbonato de sodio también neutraliza el ácido de las baterías.

BÖHR: BIOGRAFÍA Niels Böhr. Físico danés. Nació el 7 de octubre de 1885, en Copenhague. Trabajó, durante 2 años, como becario postgraduado en Gran Bretaña; allí entró en contacto con Ernest Rutherford, cuyo modelo atómico mejoró de forma decisiva con la ayuda de la teoría cuántica formulada por Max Planck. Mientras que Rutherford no determinó órbitas concretas a los electrones que giran alrededor del núcleo, Böhr les asignó trayectorias concretas que dependían de la emisión o captura de quantos de energía. Entre 1926 y 1930 formuló, en colaboración con Werner Heisenberg, la llamada interpretación de Copenhague de la mecánica cuántica, según la cual la radiación electromagnética debe interpretarse como una onda y como un corpúsculo.

Tras el descubrimiento de la fisión nuclear por parte de Otto Hahn, Böhr desarrolló una teoría física para explicar el fenómeno descubierto. A partir del año 1926 Böhr fue catedrático de física teórica de la Universidad de Copenhague. Desde 1920 dirigió el Instituto de Física de dicha ciudad.

En 1943 emigró a los Estados Unidos en donde participó en el desarrollo de la bomba atómica estadounidense. Una vez finalizada la Segunda Guerra Mundial regresó a Copenhague. En 1922 recibió el Nóbel por sus investigaciones acerca de la estructura del átomo. Murió el 18 de noviembre de 1962, Copenhague.

BROMATO DE POTASIO: El KBrO₃ es una sustancia inorgánica sólida, blanca, e inodora patentada como mejorador de pan en 1914. A partir de entonces el bromato de potasio se convirtió en un elemento esencial del pan nuestro de cada día Después de varios años su uso comenzó a cuestionarse por ser dañino para la salud.

BROMO(Br): Z= 35. Descubierto por Antoine Jerome Balard. Origen: del griego: “fetidez”

BROMURO DE POTASIO (KBr): sólido blanco extremadamente soluble en agua. Forma cristales cúbicos incoloros. Se utiliza en la manufactura de placas fotográficas, y películas. Antiguamente se utilizaba como sedante.

BURETA: instrumento de vidrio (de precisión) que permite medir el volumen de una solución que reacciona con un volumen conocido de otra solución. Es un tubo largo, graduado, de diámetro interno uniforme, provisto de una llave (robinete) en su parte inferior. Se usa para verter cantidades variables de líquido, y por ello está graduado con pequeñas subdivisiones (dependiendo del volumen, de décimas de mililitro o menos). Su uso principal se da en volumetrías, debido a la necesidad de medir con precisión volúmenes de líquido variables. Para los robinetes, es necesario usar una grasa lubricante que asegure un buen cierre. Al usar la bureta es muy importante evitar errores sistemáticos. Para ello debe tenerse en cuenta el error de paralaje al momento de hacer la lectura, procurando tener el ojo a la misma altura del nivel del líquido. Si el líquido es claro o transparente, se debe medir por la parte inferior del menisco, y por la superior si son líquidos oscuros (como disoluciones de KMnO₄). Otras fuentes de error son las gotas que quedan adheridas en la parte inferior (error por defecto), pequeñas burbujas de aire situadas tras la llave (también error por defecto) y procurar que el vaciado no sea demasiado rápido, para evitar que quede líquido adherido al interior de la bureta. También es conveniente proteger la parte superior para evitar contaminación por polvo. Al llegar al punto final, si queda una gota colgando del orificio de salida, es conveniente recogerla tocándola suavemente con el recipiente receptor (usualmente será un matraz), para evitar errores por defecto.

Esto es debido a que una gota son aproximadamente 0,05 ml y en ocasiones en volúmenes pequeños puede suponer un error importante.

CALCIO(Ca): Z=20. Descubierto por Humphry Davy. Origen: de la palabra latina calx. ; elemento metálico, reactivo y blanco plateado; maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Se da en varios compuestos muy útiles, tales como el carbonato de calcio (CaCO₃), del que están formados la calcita, el mármol, y la piedra caliza; el sulfato de calcio (CaSO₄), presente en el yeso;

el fluoruro de calcio (CaF₂), en la fluorita; el fosfato de calcio (Ca₃(PO₄)₂). El calcio reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca (OH)₂ y liberando H. El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calcio (CaCl₂) fundido, un proceso caro.

CALOR: energía transferida como resultado de una transferencia en la temperatura. El término se utiliza frecuentemente para referirse a la energía interna (o sea energía cinética y potencial total de las partículas). En química es común definir tales cantidades como calor de combustión, calor de neutralización etc. Son entalpías molares para el cambio, Se mide en Kj/mol. Convencionalmente, si la variación de entalpía es negativa, la reacción es exotérmica.

CALOR DE COMBUSTIÓN(entalpía de combustión σHc) se denomina así al calor desprendido en la combustión completa de un mol de un compuesto en su estado normal.

CALOR DE REACCIÓN: Todas las reacciones químicas están acompañadas ya sea por una absorción o una liberación de energía, que en general se manifiesta como calor. La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que estudia los cambios de energía en las reacciones químicas. El calor de una reacción química es el calor intercambiado durante la reacción, o, es el cambio de entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante. En general, este calor de reacción depende no sólo de la naturaleza química de cada producto y cada reactivo, sino también de sus estados físicos. Con el fin de uniformar la expresión de resultados y valores, se ha hecho necesario definir un calor estándar de reacción, que puede ser considerado como una propiedad característica de la reacción, y a partir de la cual se puede calcular calores de reacción bajo otras condiciones. Se define el calor estándar de reacción como el cambio de entalpía resultante del proceso de la reacción, bajo una presión de 1 atm, comenzando y terminando con todos los materiales a la temperatura de 25°C. Ej. Se coloca en un calorímetro, a presión constante, 1 mol de átomos de Zn (65,38 g) con 2073 g de una solución acuosa 1,0 m de HCl (es decir 2,0 moles de HCl) a una temperatura inicial de 25°C. Durante el curso de la reacción, el sistema aumentará de temperatura, se desprenderá hidrógeno gaseoso, y se formará una solución acuosa 0,5 m de cloruro de zinc.

Cuando la reacción se ha completado, la solución resultante y el gas H pueden ser enfriados a 25°C nuevamente. Si no ha tenido lugar evaporación de agua, se determinará que del sistema deben extraerse 34900 cal para restablecer la temperatura de 25°C. La cantidad medida de calor desarrollado representa el calor estándar de reacción para esta reacción en particular, a presión constante para las concentraciones indicadas. Cuando se libera calor en una reacción, se dice que la reacción es exotérmica; cuando se absorbe calor es una reacción endotérmica. Usando la nomenclatura convencional, la reacción del ejemplo citado se simboliza de la siguiente manera: Zn_(s) + 2HCl → ZnCl₂ + H_2
(g) donde ΔH= -34900 cal /mol; y es el calor de reacción ( o cambio de entalpía) a 25°C y 1 atm. Su signo negativo establece, por convención, que la reacción es exotérmica. Los calores de reacción pueden determinarse por mediciones calorimétricas, en los casos en que éstas pueden realizarse en forma rápida y completa.

CALORIMETRÍA: La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un instrumento llamado calorímetro.

CALORÍMETRO: El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por un cuerpo. Es decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos.

CAMBIOS DE ESTADO: Los cambios de estado, según los que se observen al principio y al final del proceso, se dividen en: Fusión: cambio del estado sólido al líquido. Solidificación: paso del estado líquido al sólido. Vaporización: cambio del estado líquido al gaseoso. Condensación: retorno de un vapor al estado líquido. Licuación: cuando se aumenta suficientemente la presión a un gas, con temperatura baja, éste pasa al estado líquido. Sublimación: cambio directo del estado sólido al gaseoso sin pasar por el líquido. Ebullición: es el fenómeno de vaporización que se produce no sólo en la superficie libre de un líquido, sino desde el interior del mismo.

CAPACIDAD CALORÍFICA: (calor específico) es la cantidad de energía, que una sustancia necesita para aumentar 1 ºC su temperatura. Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor.

CÁPSULA DE PETRI: es un recipiente redondo, de cristal o plástico, de diferentes diámetros (los más comunes son los de 10 cm), de fondo bajo, con una cubierta de la misma forma que la placa, pero algo más grande de diámetro, para que se pueda colocar encima y cerrar el recipiente.

Fue inventada por el bacteriólogo alemán J.R. Petri (1852-1921). Se utiliza principalmente para el cultivo de bacterias y otros microorganismos. Generalmente se cubre el fondo con distintos medios de cultivo (Ej. agar) según el microorganismo que se quiera cultivar

CÁPSULA DE PORCELANA: Es un casquete esférico, normalmente de porcelana, que sirve para evaporar líquidos. Se calientan a fuego directo.

CARBÓN ACTIVADO

Es un término general que denomina a toda una gama de productos derivados de materiales carbonosos. Es un material que tiene un área superficial excepcionalmente alta, medida por absorción de nitrógeno, y se caracteriza por una cantidad grande de micro-poros (poros menores que 2 nanómetros). El proceso de activación actúa eficientemente al mejorar y aumentar el área superficial.

El carbón activado se utiliza en la extracción de metales, la purificación del agua (tanto para la potabilización a nivel público como doméstico), en medicina, para el tratamiento de aguas residuales, en máscaras anti-gas, en filtros de purificación y en controladores de emisiones de automóviles, entre otros muchos usos. Generalmente se produce por dos métodos diferentes: Activación química: Una sustancia deshidratante, que puede ser un ácido, se mezcla con la materia prima y se somete a un tratamiento a temperaturas moderadas. Esta técnica puede ser problemática porque, por ejemplo, al usar como agente deshidratante cloruro de zinc los residuos del zinc pueden permanecer en el producto final, aun después de lavado. Activación del vapor: El material carbonizado se trata con una mezcla de gases de combustión y vapor de agua a una alta temperatura para que se active.

Uso Médico: El carbón activado es utilizado para tratar envenenamientos y sobredosis por ingestión oral. Previene la absorción del veneno en el estómago. La dosificación típica para un adulto es de 25-50 gramos. Las dosis pediátricas son 12.5-25 gramos. El uso incorrecto de este producto puede producir bronco-aspiración (ingreso a los pulmones) y puede dar lugar a un desenlace fatal si no es controlado. Para el uso fuera del hospital, se presenta en tubos o botellas plásticas, comúnmente de 12'5 ó 25 grs, premezclados con agua. Tiene nombres comerciales como InstaChar, SuperChar, Actidose y Liqui-Socarra, pero por lo general se le llama simplemente carbón activado. Filtros para aire y gas comprimido: Los filtros con carbón activado se utilizan generalmente en la purificación de aire y de gases para quitar vapores de aceite, olores y otros hidrocarburos del aire y de gases comprimidos. Los diseños más comunes utilizan filtros de una o de dos etapas, donde el carbón activado se introduce como medio filtrante.

CARBONATO DE SODIO: (carbonato sódico H₂CO₃). Sólido blanco. Riesgos: su ingestión, causa irritación. Su Inhalación: es dañina, deben evitarse especialmente exposiciones prolongadas. En contacto con la piel, produce irritaciones y quemaduras. El contacto con los ojos, produce irritación grave, posiblemente con heridas graves.

CARBONO (C): Z= 6. Es un elemento universal de la materia viva y los principales depósitos de compuestos de carono se derivan de fuentes vivas. Ej. Carbonatos y combustibles fósiles. Conforma el 0,032% por masa de la corteza terrestre

CATALASA: Es una enzima que se encuentra en las células de los tejidos animales y vegetales. Su presencia en los tejidos es necesaria porque durante el metabolismo celular, se forma una molécula tóxica que es el peróxido de hidrógeno, H₂O₂ (agua oxigenada) y la catalasa, lo descompone en agua y oxígeno. La existencia de catalasa en los tejidos animales, se aprovecha para utilizar el agua oxigenada como desinfectante cuando se echa sobre una herida. Como muchas de las bacterias patógenas son anaerobias (no pueden vivir con oxígeno), mueren con el desprendimiento de oxígeno que se produce cuando la catalasa de los tejidos actúa sobre el agua oxigenada.

CATALIZADOR: Sustancia que se utiliza para modificar la velocidad de las reacciones químicas, (acelerar o retardar); cada reacción tiene un catalizador específico. Los catalizadores son sustancias que se recuperan una vez finalizada la reacción química.

CATIÓN: Se llama así a la partícula atómica o molecular que tiene carga eléctrica positiva. Ej. Na⁺ catión sodio.

CÁTODO: es el polo negativo, hacia el cual se dirigen los iones positivos (cationes) de una solución o cristal fundido, al que se le introdujo un par de electrodos y se le aplicó una diferencia de potencial.

CELDA PRIMARIA:Una celda primaria es un tipo especial de celda electroquímica en la cual la reacción no puede ser revertida, y las identidades del ánodo y cátodo son, por lo tanto, fijas. El Ánodo siempre es el electrodo negativo. La celda puede ser descargada pero no recargada.

CELDA SECUNDARIA: Una celda secundaria, una batería recargable por ejemplo, es una celda en que la reacción es reversible. Cuando la celda está siendo cargada, el ánodo se convierte en el electrodo positivo (+) y el cátodo en el negativo (-). Esto también aplica apara la celda electrolítica. Cuando la celda está siendo descargada, se comporta como una celda primaria o voltaica, con el ánodo como electrodo negativo y el cátodo como positivo. Típicas celdas secundarias son el acumulador de plomo o de Planté, constituido por Pb(0) y PbO2 en ácido sulfúrico, o los acumuladores de Ni-Cd o Ni-HMe

CELDA UNITARIA: se dice del grupo más pequeño de átomos, iones o moléculas que al repetirse a intervalos regulares en tres dimensiones, producen una red de un sistema cristalino. Hay siete tipos básicos de células unitarias que forman los siete sistemas cristalinos.

CENTRÍFUGA: instrumento que permite acelerar la sedimentación de sólidos en suspensión en líquidos, por movimiento giratorio a alta velocidad (entre 1.500 y 3.000 rpm .)

CENTRIFUGACIÓN: método por el cual se pueden separar sólidos de líquidos de diferente densidad mediante un movimiento rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad. Este es uno de los principios en los que se basa la densidad: Todas las partículas, por poseer masa, se ven afectadas por cualquier fuerza (origen de una aceleración). La centrifugación impone, gracias a la aceleración centrífuga, un efecto parecido al gravitacional: Las partículas experimentan una aceleración que las obliga a sedimentar.

CINC(Zn): Z= 30; Descubridor: Andreas Sigismund Marggraff. Metal de transición que se encuentra naturalmente como el sulfuro (blenda) y el carbonato (smitsonnita). Se extrae calcinando la mena al aire y reduciendo luego el óxido al metal utilizando C. Se emplea para galvanizar Fe, en aleaciones (latón) y en pilas secas.

CINTA DE pH: se utiliza para medir el pH, es decir conocer la acidez de una solución.

CLORATO DE POTASIO: (KClO₃clorato de potasa), es un sólido blanco cristalino, que se obtiene por la electrólisis de una disolución de cloruro de potasio (KCl). Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillos (fósforos), fuegos artificiales y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno.

CLORO: Z=17; Descubridor: Kart Wilhelm Scheele; origen del elemento: del griego: verde. Elemento gaseoso y muy reactivo, perteneciente a los halógenos (grupo 17 ó VII A de la Tabla Periódica). Se encuentra principalmente en el agua de mar. El Cl es fuertemente oxidante y solamente se puede liberar de sus sales con agentes oxidantes fuertes como el MnO₂. Industrialmente se obtiene por electrólisis de solución salina. Se utiliza para producir solventes orgánicos clorados y en la producción de cloruro de polivinilo (PVC). En forma de hipoclorito se emplea para blanqueadores.

CLOROFORMO: (triclorometano o tricloruro de metilo, CHCl₃). Derivado del metano por sustitución de tres átomos de H por tres de Cl y oxígenos en el tercer y cuarto C en las uniones con no metales o sustancias covalentes. A temperatura ambiente, es un líquido volátil altamente inflamable, transparente, de olor característico a cítricos y sabor dulce. Se utiliza como disolvente de compuestos orgánicos; en extintores de incendios; en la fabricación de colorantes, y como fumigante e insecticida genérico, es un anestésico general con efectos antihistamínicos y también un buen anti- expectorante.

CLORURO DE AMONIO: (Cloruro amónico; sal de amoníaco, NH₄Cl) sólido entre incoloro y blanco, higroscópico e inodoro.

CLORURO DE CALCIO: (CaCl₂) sólido cristalino de color blanco. Se obtiene como producto secundario del proceso de Solvay. Se disuelve en H₂O fácilmente, y su solución se usa en plantas frigoríficas; también se emplea como electrolito en la producción de Ca.

CLORURO DE COBRE: (Cloruro cuproso; Cloruro de Cobre (I); CuCl) Sólido blanco, insoluble en agua, que se prepara calentando cloruro de cobre (II) en HCl concentrado, con virutas de Cu en exceso. Cuando la solución es incolora, se le agrega agua con óxido sulfuroso, para obtener un precipitado blanco. Expuesto al aire, este precipitado se vuelve verde por la formación de cloruro de Cu (II) básico. El CuCl absorbe el CO su principal utilidad es en la industria del caucho.

CLORURO DE POTASIO: (Cloruro potásico KCl) es una sal formada por iones de nitrato y de amonio. Sólido, blanco cristalino, es utilizado en medicina, aplicaciones científicas, procesamiento de alimentos, en ejecución legal por medio de inyección letal, y en la fabricación de fertilizante.

CLORURO DE SODIO( Cloruro sódico NaCl, sal de mesa, sal común). Sólido, incoloro; aunque parece blanco si son cristales finos o pulverizados. Se usa como condimento. Es un compuesto iónico, formado por un catión Na+ (ion sodio) y un anión Cl- (ion cloruro), el NaCl es el producto de una reacción violenta en la cual un átomo de Na (metal reactivo) reacciona con uno de Cl (un no metal).

2Na + Cl2 → 2 NaCl. (En la realidad, se necesitan dos átomos de Na, porque el Cl. se encuentra como molécula biatómica en la naturaleza). En la reacción, dos átomos de Na se oxidan cediendo cada uno su único e- (electrón) de valencia a los átomos de Cl.

2 Na^º + Cl₂ - 2 NaCl

2 (Na^º - e^- -- Na⁺)

Cl₂ + 2e^--- 2Cl^-

Ambos átomos, tanto los de Na como los de Cl, cumplen con la regla del octeto.

Estructura cristalina

Forma cristales con simetría cúbica. Los cloruros (iones más grandes) forman un empaquetamiento cúbico compacto, mientras que los iones más pequeños de sodio llenan los espacios octaédricos entre los cloruros. Cada ión está rodeado por seis iones del otro elemento. Esta estructura es muy común en varios otros minerales, y se la conoce como estructura halita. Aplicaciones: Alimentación Humana: la sal tiene un papel muy importante en la alimentación humana y también es usada en gran escala para la conservación de alimentos. Industria Química: hace posible la fabricación de vidrio, jabón, plástico, papel, pinturas, hule sintético, cosméticos, medicamentos, pilas eléctricas, cloro sosa, tratamiento de aguas, petroquímica. Salmuera (disolución de sal común en agua): suele emplearse en instalaciones frigoríficas, para transportar el frío desde el líquido -o gas frigorígeno- hasta las cámaras de refrigeración; esto se debe a la baja temperatura de congelación de la salmuera, que le permite transmitir el frío sin cristalizarse. Importancia biológica : Esta sal es esencial para la vida en la Tierra. La mayoría de los tejidos biológicos y fluidos corporales contienen variadas concentraciones de cloruro de sodio. La cantidad de iones de sodio en la sangre está directamente relacionada con la regulación de los niveles de fluidos corporales. La propagación de los impulsos nerviosos mediante una transducción de señales es mediada por estos iones. La llamada solución fisiológica, solución del 0,9% de cloruro de sodio, recibe su nombre porque es isotónica con el plasma sanguíneo. Esta solución fisiológica es el sostén principal de terapias médicas de reemplazo de fluidos, para la deshidratación o para prevenir shocks de bajo volumen sanguíneo. Los humanos presentan la particularidad entre los primates de eliminar grandes cantidades de sal cuando sudan.

CLORURO FÉRRICO (cloruro de hierro III, Fe Cl₃.) Sólido que en su forma cristalina tiene una apariencia brillante de color verde oscuro. En disolución alcohólica se lo conoce como tintura de hierro. Puede obtenerse al calentar hierro con cloro. Se dice también que se puede obtener introduciendo partes de hierro bien oxidado a una solución de Ác. Clorhídrico 2HCl(ac) + FeO FeCl₂ + H₂O. Se utiliza para aguas residuales

CLORURO FERROSO: (Cloruro de hierro II; FeCl₂) es un sólido blanco verdoso que tiene mucha tendencia a oxidarse a cloruro férrico (FeCl₃). Síntesis: Procede de una reacción clásica entre metales halógenos con el Cloruro de hidrógeno.

Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂ . La síntesis más conveniente es mediante el empleo de una solución de metanol con una alta concentración de ácido clorhídrico. Se aplica en metalurgia , como agente reductor, y en la industria farmacéutica.

CLORURO MERCURICO (dicloruro de mercurio HgCl₂): Sólido, cristalino blanco. Se descompone por calentamiento intenso, produciendo humos tóxicos de mercurio y vapores de cloro. Reacciona con luz y metales. Es una sustancia sumamente tóxica para los organismos acuáticos. Puede producirse una bio acumulación de HgCl₂ a lo largo de la cadena alimentaria, por ejemplo en los organismos acuáticos. Puede causar efectos prolongados en el medio acuático.

CNPT: condiciones normales de presión y temperatura: se considera a la presión de 1 atmósfera (101,325 Pa); y a 0°C (273,15°K)

COBALTO (Co): Z= 27. Descubierto por Jorge Brandt. Origen: los mineros descubrieron que este mineral en particular les hacia enfermar, por tanto lo llamaron cobalto, según el nombre de un malévolo espíritu de la tierra de las leyendas alemanas.

COMBINACIÓN: Es el fenómeno químico, mediante el cual a partir de 2 o más sustancias se puede obtener otra (u otras) con propiedades diferentes.

COMBURENTE: Medio gaseoso que facilita la combustión. Por ejemplo: el Oxígeno.

COMBUSTIBLE: Es la sustancia que se quema en la combustión. Por ejemplo: madera, papel, etc.

COMBUSTIÓN: Se llama así a la reacción con Oxígeno (O₂) para la producción de calor y luz. La combustión de sólidos y líquidos ocurre cuando liberan vapor inflamable, el cual reacciona con O en la fase gaseosa. Generalmente las reacciones de combustión involucran una secuencia compleja de reacciones en cadena de radicales libres. La luz se produce por átomos excitados, moléculas o iones. En llamas de gran luminosidad la luz se genera de pequeñas partículas incandescente de C. Algunas veces el término se aplica a reacciones lentas con O y otros gases (Ej. algunos metales “combusten “en Cloro)

COMPONENTE: Se llama así a las sustancias que forman un sistema material. El sistema material agua – aceite - hielo. Es heterogéneo, tiene tres fases (2 líquidas y una sólida) y dos componentes (agua y aceite).

COMPOSICIÓN CENTESIMAL: Es la forma de expresar la cantidad de soluto por cada 100 de solución o por cada 100 de solvente. La relación puede ser : 1.- % m/m (masa de soluto por cada 100 g de solución ó por cada 100 g de solvente), 2.- % m/v (masa de soluto por cada 100 ml de solución ó por cada 100 ml de solvente)

COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE LAS SUSTANCIAS: Es el porcentaje de masa de cada uno de los elementos en el compuesto, siempre debe ser la misma sin importar la cantidad de la sustancia.

COMPUESTO: sustancia pura que está formada por dos o más elementos en proporciones fijas y que puede descomponerse químicamente en estos elementos. Son compuestos por ejemplo: el agua (formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo tanto su escritura en símbolos será: H₂O), el hipoclorito de sodio (conocido comúnmente como lavandina y cuya escritura en símbolos será: NaClO), la glucosa (componente del azúcar común) tendrá la siguiente escritura en símbolos: C₆H₁₂O₆, etc.

COMPUESTOS BINARIOS: Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Atendiéndose a su composición estos se clasifican en: 1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS. Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos si el otro elemento es un no metal. a) Óxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O₂) Tradicionalmente, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se agrega al nombre del metal la terminación "oso" o "ico" según sea la valencia menor o mayor. Otra forma designar estos óxidos consiste en indicar la valencia mediante un número romano: estos son los nombres de Stock (químico alemán del siglo XX). EJEMPLOS:Fórmula Nombre tradicional Nombre de Stock: Na₂O óxido de sodio óxido de estaño. SnO óxido estanoso óxido de estaño (II). SnO₂ óxido estánico óxido de estaño (IV). FeO óxido ferroso óxido de hierro (II); Fe₂O₃ óxido férrico óxido de hierro (III); Cu₂O óxido cuproso óxido de cobre (I): CuO óxido cúprico óxido de cobre (II). b) Óxidos no metálicos. (NM + O₂). Para nombrar a estos óxidos se aplica la misma norma que rige para los óxidos metálicos. Un grupo importante de los óxidos no metálicos puede reaccionar con el agua para dar origen a los compuestos conocidos como oxiácidos, e estos óxidos se les denomina "anhídridos". En la nomenclatura tradicional se diferencian las valencias del no-metal mediante los sufijos "oso" e "ico" y los prefijos "hipo" y "per”. Ej. Fórmula Nomenclatura tradicional, Numerales, de Stock: SiO₂ anhídrido silíco óxido de silicio. P₂O₃ anhídrido fosforoso óxido de fósforo (III). P2O₅anhídrido fosfórico óxido de fósforo (V). Cl₂O anhídrido hipocloroso óxido de cloro (I). Cl₂O₃ anhídrido cloroso óxido de cloro (III). Cl₂O₅ anhídrido clórico óxido de cloro (V). Cl₂O₇ óxido perclórico; óxido de cloro (VII).

COMPUESTOS IÓNICOS. PROPIEDADES: Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia.

Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie del cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada Ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ión de la red. Una vez arrancado, el ión se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado.

Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

COMPUESTOS COVALENTES. PROPIEDADES: Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (Ej.: agua).

En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía.

COMPUESTO COVALENTE POLAR: es aquel que cuyas moléculas tienen un momento dipolar permanente. Ej. de compuestos polares son el cloruro de hidrógeno y el agua.

COMPUESTOS IÓNICOS: PROPIEDADES. Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua. Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie del cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada Ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

COMPUESTOS QUÍMICOS Las sustancias que resultan de la unión química de dos o más elementos, se denominan compuestos químicos. De esto se infiere que un compuesto va a estar formado por dos o más átomos diferentes. Para que un determinado compuesto se pueda formar, los átomos que lo constituyen se unen en proporciones fijas y exactas. Los compuestos se representan a través de una fórmula química. Por ejemplo, la sal común se denomina Cloruro de Sodio y se forma al unirse un átomo de Sodio con un átomo de Cloro. La fórmula química del Cloruro de Sodio es NaCl. Esto indica que un átomo de Sodio (Na) y un átomo de Cloro (Cl) se han unido, formando una molécula de este compuesto. La unión de los átomos de un compuesto se realiza a través de un enlace químico. Los compuestos se pueden descomponer en sus elementos, utilizando métodos químicos adecuados. La fórmula química -además de representar los elementos que participa en el compuesto- incluye el número de átomos que forman parte de esa sustancia.

Por ejemplo, la formula química del agua es H₂O. Esto significa que para formar una molécula de agua se deben unir dos átomos de Hidrógeno con un átomo de Oxígeno. Tenemos también el caso de la glucosa, que es uno de los productos de la fotosíntesis. Su fórmula química es C₆H₁₂O₆. Esto significa que participan 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O. Si se varía la proporción de átomos se formará un compuesto distinto.

COMPUESTOS TERNARIOS: Se llaman compuestos ternarios a aquellos que están formados por tres elementos diferentes. Este conjunto de compuestos, igual que los binarios, incluye sustancias que pertenecen a funciones diferentes. Las más importantes son:

1) hidróxidos.2) ácidos oxigenado u oxoácidos.3) sales derivadas de los ácidos oxigenados.1.HIDRÓXIDOS: Desde el punto de vista de su fórmula química, los hidróxidos pueden considerarse formados por un metal y el grupo monovalente OH, (radical hidroxilo). Por lo tanto, la formulación de los hidróxidos sigue la misma pauta que la de los compuestos binarios. EJEMPLO: fórmula del hidróxido de aluminio. Al(OH)_3
.La fórmula general de los hidróxidos es : M(OH)n , donde "n" indica el número de grupos OH unidos al metal. NOMENCLATURA DE HIDRÓXIDOS: Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal, indicando con número romano la valencia del metal, cuando es del caso.EJEMPLO: Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock: KOH hidróxido de potasio hidróxido de potasio. Al(OH)3 hidróxido de aluminio hidróxido de aluminio. ¿Sabías que el Al(OH)₃ junto con el Mg(OH)₂ se utilizan contra la acidez estomacal? Fe(OH)₂ hidróxido ferroso hidróxido de hierro (II); Fe(OH)₃ hidróxido férrico hidróxido de fierro (III). 2. formulación y nomenclatura de ácidos oxigenados u oxoácidos: Los oxoácidos está constituidos por H, un no-metal y O. Para escribir las fórmulas de los oxoácidos, los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden: 1º el símbolo de los átomos de hidrógeno. 2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxoácido. 3º el símbolo del oxígeno. Cada uno con su subíndice respectivo: HnXOm. La mayoría de los oxoácidos se pueden obtener por la reacción de un óxido ácido con agua. Por esto, para nombrar a los oxoácidos, se cambia la palabra "óxido" por la de "ácido ".EJEMPLO: SO₃ + H₂O H₂SO₄ ácido sulfúrico. Cl₂O₃ + H₂O  2 HClO₂ ácido cloroso. Acidos especiales: a) Cr₂O₃ + H₂O  2HCrO₂ ácido cromoso. CrO₃ + H₂O  H₂CrO₂ ácido crómico. 2CrO₃ + H₂O H₂Cr₂O₇ Ácido dicrómico. b) Los óxidos del P, As y Sb se pueden combinar con una, dos o tres moléculas de agua, para diferenciar los distintos oxoácidos que se originarán, se utilizan los prefijos META, PIRO y ORTO, para una, dos o tres moléculas de agua respectivamente.: i) Una molécula de agua. P₂O₅ + H₂O  2HPO₃ ácido metafosforico; ii) Dos moléculas de agua. P₂O₅ + 2H₂O  H₄P₂O₇ ácido pirofosfòrico; iii) Tres moléculas de agua. P₂O₅ + 3H₂O  H₃PO₄ ácido ortofosfórico. 3. formulación y nomenclatura de las sales.El procedimiento para establecer la fórmula de una sal ternaria, es análogo al utilizado para las sales binaria, la diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos elementos para combinarse con el metal. Para nombrar las sales ternarias, simplemente se cambia el sufijo del ácido que las origina, de la siguiente forma: ITO OSO y ATO ICO

CONCENTRACIÒN: El término concentración tiene que ver con la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente. Cuando una disolución tiene poco soluto se dice que es diluida, y si tiene mucho soluto se dice que es concentrado. Para expresarse se puede utilizar cualquier expresión. (Porcentual, Normalidad, Moralidad, molalidad; Fracción Molar…).

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN: Las concentraciones de las soluciones pueden expresarse en porcentajes. Estos % señalan la cantidad de soluto que hay presente cada 100 unidades de solución.

Ej. • Masa/volumen (%m/v; es decir masa de soluto cada 100 ml de solución) • masa/ masa (%m/m; es decir masa de soluto cada 100 g de solución) • volumen/volumen (%v/v; es decir volumen de soluto cada 100 ml se solución)

CONDENSACIÓN Es el cambio del estado de VAPOR al LÍQUIDO, por disminución de la T.

CONDUCTIBILIDAD: Ningún solvente puro conduce la corriente eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la corriente eléctrica, a menos que este en estado líquido. Pero una solución puede conducir la corriente. Para que esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces iónicos) y por un solvente polar como el agua, lo cual forma una solución electrolito. Las soluciones de NaCl (sal común) o de CuSO₄ (sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad en toda su intensidad (electrolitos fuertes). El ácido acético (vinagre; CH₃-COOH) al disolverse en agua produce iones que conducen la electricidad, pero levemente (electrolito débil). Las sustancias iónicas conducen la electricidad en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA: Es la medida de la capacidad que tiene un material para conducir la corriente eléctrica.

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA DE LAS SOLUCIONES: Ningún solvente puro conduce la corriente eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la corriente eléctrica, a menos que este en estado líquido. Pero una solución puede conducir la corriente. Para que esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces iónicos no orgánicos) y por un solvente polar como el agua, lo cual forma una solución electrolítica. Las soluciones de NaCl (sal común) o CuSO₄ (sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad a toda su intensidad. Pero, el acido acético o vinagre común (CH₃-CO-OH) al disolverse en agua produce iones los cuales pueden conducir la electricidad, pero solo levemente.

CONDUCTIVIDAD TÉRMICA: Es la capacidad de un material para transmitir el calor. La conductividad térmica se expresa en unidades de W/m·°K (J/s· m· ºC).

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: Es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecano cuántico diferente. En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, m_. y m_s, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l. Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados: primero se ocupan los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos. Se suele emplear una regla mnemotécnica llamada "diagrama de Möeller " consistente en hacer una tabla en donde en la primera fila se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda fila, saltándose una columna, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la izquierda y abajo de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama:

Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio, con el diagrama obtendríamos: 1s²2s²2p63s²3p64s²3d³ En donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel (los términos anteriores se ordenan luego siguiendo el orden del número cuántico principal). Por tratarse del vanadio hay que colocar 23 electrones. En un orbital s caben 2; en uno p, 6 y en uno d, 10. El último orbital sólo tendría 3 electrones por lo que no estaría lleno. Sin embargo, existen algunas excepciones de elementos que no siguen totalmente esta regla, por ejemplo el cromo, con un electrón más, 3d54s¹. Esto es debido a que la configuración electrónica irregular es, en dichos casos, más estable que la teórica, ya que mediante la regularidad los subniveles queden semi llenos o llenos.Otra notación que se puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de electrones que hay en cada nivel, por ejemplo en el silicio sería: 2 8 4.

CONSERVACIÓN DE LA MASA: Toda reacción química establece una relación cualitativa entre reactivos y productos, pues expresa la naturaleza de éstos en función de la de aquéllos. Pero, además, fija las proporciones o cantidades medibles en las que unos y otros intervienen. El fundamento de esta relación cuantitativa entre las diferentes sustancias que participan en una reacción dada fue establecido en la última mitad del siglo XVIII por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). La aplicación de la balanza y de la medida de masas al estudio de multitud de reacciones químicas le permitió descubrir que en cualquier proceso químico la suma de las masas de las sustancias que intervienen (reactivos) es idéntica a la de las sustancias que se originan como consecuencia de la reacción (productos). Es decir, en toda reacción química la masa no se crea ni se destruye, sólo cambia de unas sustancias a otras. La teoría atómica dio una sencilla interpretación a esta ley de conservación. Si los átomos no son alterados esencialmente en las reacciones químicas, sino únicamente las moléculas, el número de átomos de cada elemento que constituye los reactivos ha de coincidir exactamente con el correspondiente de los productos, por lo que la masa total en juego se mantendrá constante en la reacción. La ley de conservación de la masa de Lavoisier constituyó una pieza fundamental en el desarrollo y consolidación de la química como ciencia.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: también llamada constante de disociación o ionización. La disociación del electrolito débil AB se representa por: AB A⁺ + B^-

K_dis . [A⁺ ] [B^-] .

[AB] .

“El grado de disociación de AB es igual a la concentración de A⁺ por la concentración de B^- en moles/litro en que se disocia, dividido la concentración inicial de AB”

CONSTANTES FÍSICAS: Las constantes físicas se establecen por medio de mediciones experimentales: si se determinan en las mismas condiciones, se observa que siempre se obtienen los mismos valores.

Las constantes físicas permiten identificar y caracterizar sustancias, o determinar la pureza de una muestra, si se trata de una mezcla, los valores se modifican.

Por ejemplo: si se mide la temperatura del agua cuando está hirviendo, a presión normal, se obtiene el valor de 100º C y este valor permanecerá constante mientras dure la ebullición (Punto de ebullición).

Pero si se mide el punto de ebullición de una mezcla de agua con sal, la temperatura no será de de 100º C, será más elevada por la presencia de la sal.

COVALENTE APOLAR y COVALENTE POLAR: Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

CRISOL: Suele ser de porcelana, de un metal inerte o de algún tipo de material refractario. Se utiliza para calcinar o fundir sustancias. Se calienta a fuego directo. Es similar a las cápsulas.

CRISTALIZACIÓN: Es un método que se aplica a soluciones homogéneas formadas por un sólido disuelto en un líquido. Por evaporación, se pierde el componente líquido y se recupera el componente sólido. Ej. En la solución agua salada, se evapora el agua y se recupera la sal.

CRISTALIZADOR: recipiente de fondo plano y ancho. Permite efectuar la cristalización de sustancias, es decir, la obtención de cristales a partir de sus disoluciones; otros usos: como tapa, como contenedor, etc. El objetivo de la forma es que tenga una base ancha para permitir una mayor evaporación.

CROMATOGRAFÍA: La cromatografía se basa en la diferencia de movilidad de una sustancia que migra en un determinado soporte. Básicamente, para realizar una cromatografía se necesita una fase estacionaria o soporte y una fase móvil o fluyente.

Esta técnica tiene una doble función, porque sirve para separar y también para identificar sustancias.

La velocidad que la sustancia adquiera en esta corrida va a depender de la mayor o menor afinidad que tenga la sustancia por una u otra fase. Si tiene más afinidad por la fase móvil que por la estacionaria, va a desplazarse velozmente; si tiene más afinidad por el soporte, va a desplazarse menos. En la actualidad, existen cromatografías que pueden ser: líquido - sólido o líquido-líquido (siempre con la fase móvil líquida), y cromatografías de gases, (siempre con la fase móvil gaseosa) que pueden ser: gas- sólido o gas-líquido.

CROMO(Cr): Z= 24. Descubierto por Louis Nicolás Vauquelin. Origen: del griego chroma color. Metal de transición que aparece naturalmente como cromita (FeO.Cr₂O₃). Hay grandes yacimientos en Zimbabwe. La mena se convierte en dicromato de sodio y luego se reduce con C a óxido de Cr (III) y finalmente a Cr metálico con Al.

CUCHARA DE COMBUSTION: permite introducir sustancias dentro de frascos de reacción. Hay cucharas metálicas, de astas y cucharas de porcelana.

DECANTACIÓN: método de separación de fases que se aplica a sistemas de materiales heterogéneos, formados por dos fases líquidas (líquidos no miscibles entre sí. Ej. agua - aceite). Para el procedimiento, se recurre a la ampolla de decantación

DENSIDAD: es una magnitud referida a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen, y puede utilizarse en términos absolutos o relativos.

DENSIDAD ABSOLUTA: La densidad absoluta, también llamada densidad real, expresa la masa por unidad de volumen. Cuando no se hace ninguna aclaración al respecto, el término densidad suele entenderse en el sentido de densidad absoluta: d =.m / V

DENSIDAD RELATIVA: o aparente es la que expresa la relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua, resultando una magnitud adimensional. La densidad del agua tiene un valor de 1 kg/l —a las condiciones de 1 atm y 4 °C— equivalente a 1000 kg/m³. Aunque la unidad en el SI es kg/m³, también es costumbre expresar la densidad de los líquidos en g/cm³.

DENSIDAD. UNIDADES: Algunas de las unidades de densidad más usadas son: kg/m³ (SI); g/cm³.

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

DESCOMPOSICIÓN Es el fenómeno químico, mediante el cual a partir de una sustancia compuesta (formada por 2 ó más átomos), se puede obtener 2 ó más sustancias con diferentes propiedades.

DESTILACIÓN: método de fraccionamiento, (se aplica a soluciones. Ej. agua salada). Permite recuperar el sólido (soluto) y el líquido (solvente). El equipo de destilación cuenta con: mechero de Bunsen, trípode, tela metálica con amianto, balón de destilación, tapón perforado, termómetro, tubo refrigerante, , manguera, probeta, y agua circulando por el tubo refrigerante a contra corriente.

DESTILACIÓN FRACCIONADA: Está basada en la diferencia del punto de ebullición de los líquidos. Se utilizan dispositivos llamados deflegmadores o columnas rectificadoras. Este tipo de destilador se utiliza en la industria del petróleo para fraccionar éter de petróleo, nafta, querosén, aceite, parafina, asfalto, etcétera.

DESTILACIÓN SIMPLE: Está basada en la diferencia en el punto de ebullición de los componentes de una solución. Esta técnica se utiliza para separar solutos sólidos de una solución que los contiene. con un aparato llamado destilador. La destilación se utiliza en la industria de las bebidas alcohólicas para concentrar o aumentar el contenido de alcohol en las bebidas.

DIÁLISIS: Se llama así al proceso de filtrado de una solución líquida (sangre) a través de una membrana cuyos poros son lo suficientemente pequeños como para que las células sanguíneas no los atraviesen, pero lo suficientemente grandes como para que pasen materiales como la urea, la glucosa, el agua y los aminoácidos.

DICROMATO DE POTASIO: (bicromato de potasio (K₂Cr₂O₇), sólido cristalino rojo. Poderoso agente oxidante utilizado en fuegos artificiales, y en el curtido de cuero.

DIÓXIDO DE CARBONO (Co₂): Gas incoloro, inodoro y no inflamable que se forma cuando el carbono se quema en exceso de O₂También se produce por la respiración. Se usa, en estado sólido, como refrigerante (hielo seco); en extintores de incendio y en bebidas (gaseosas). Con agua forma el ácido (débil) carbónico

DIÓXIDO DE MANGANESO (óxido de Mn (IV; MnO₂): Polvo negro que se prepara por la acción del calor sobre nitrato de Mn (II). Es un poderoso agente oxidante, insoluble en agua y buen conductor de la corriente eléctrica. Se utiliza como catalizador en la obtención de Cl.

DISOLUCIÓN, TIPO: La más común es que sea sólido disuelto en líquido; dos líquidos solubles son miscibles, y cuando no, son no -miscibles. En las más comunes, el agua actúa como disolvente. Hay disoluciones con sólidos que se denominan aleaciones. (Ej.: acero).

DISOLUCIONES QUÍMICAS:(ver solución). Las disoluciones químicas son mezclas homogéneas de composición variable. Por lo tanto se diferencian de las mezclas comunes, porque son heterogéneas y de los compuestos químicos, porque son de composición constante. Ejemplo:

	CLASIFICACIÓN	PROPIEDADES
Sal común	Compuesto	Homogénea y de composición constante
Sal común y arena	Mezcla común	Heterogénea y de composición variable
Sal común disuelta en agua	Disolución	Homogénea y de composición variable

Entre las soluciones y las mezclas comunes existen estados intermedios, debido a que hay distintos grados de integración entre los componentes que las forman. En las soluciones, el componente disuelto, lo está a escala molecular, atómica o iónica. En las mezclas comunes, los componentes se ven a simple vista, generalmente. Cuando un componente sedimenta lentamente en el otro que es un líquido, forman una suspensión, por ejemplo agua contaminada con tierra. Cuando las partículas disueltas son mucho más pequeñas, incluso a veces invisibles al microscopio, y no pueden ser filtradas, se habla de seudo soluciones que se conocen como dispersiones coloidales cuando las partículas son sólidas, por ejemplo la tinta de imprenta, y emulsiones cuando las partículas son líquidas, por ejemplo los aceites emulsionados. Las soluciones se denominan binarias, ternarias, cuaternarias, etc., según el número de sus componentes, 2 , 3 , 4 , etc. Como asimismo, gaseosas, líquidas o sólidas, según su estado físico o del medio de dispersión. Ejemplo:

SOLUCIÓN	CARACTERÍSTICA	EJEMPLO
Gaseosa	Gas en gas	Aire
	Líquido en gas	Aire húmedo
	Sólido en gas	Iodo sublimado en aire
Líquida	Gas en líquido	Agua carbonatada
	Líquido en líquido	Alcohol y agua
	Sólido en líquido	Sal común en agua
Sólida	Gas en sólido	Hidrógeno en paladio
	Líquido en sólido	Mercurio en cobre
	Sólido en sólido	Bronce

DISOLVENTE (solvente) líquido capaz de disolver otros materiales (sólidos, líquidos o gases) para formar una solución. Generalmente el solvente es el componente principal (se halla en mayor cantidad) de la solución.

DISULFURO DE CARBONO: es un líquido incoloro, venenoso e inflamable. Se obtiene del metano con el S. Es un solvente fuerte. Puro es inodoro.

DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN ÁTOMO: Cada orbita acepta una cantidad determinada de electrones, la 1^ra orbita acepta 2, la segunda 8, la tercera 8, la cuarta 32 y así sucesivamente, a esto se le llama distribución de electrones por niveles. Ej.

En el átomo de Cl.: 2 - 8 – 7 quiere decir que en: el primer nivel tiene 2 e^- el segundo nivel tiene 8 electrones y el tercer nivel tiene 7 e^- . El primer nivel es el que se encuentra más cercano al núcleo. Realizar la distribución electrónica del elemento Na. .

DOBLE NUEZ: es un material de metal utilizado para sujetar otros materiales, (aros, agarraderas, etc.). Es una pieza que posee dos agujeros con dos tornillos opuestos. Uno de los agujeros se utiliza para ajustar la doble nuez al soporte universal, mientras que en el otro se coloca y se ajusta la pieza a sujetar

DURALUMINIO. Aleación constituida por el 94% de aluminio, 4% de cobre y pequeñas cantidades de hierro, manganeso, magnesio y silicio, que por su tenacidad, comparable a la del acero, y su poco peso específico, se emplea mucho en la construcción de aviones

EBULLICIÓN: Se denomina así al cambio de estado que ocurre cuando un líquido pasa al estado gaseoso (vapor) por un aumento de temperatura. La temperatura necesaria, que identifica a cada líquido, se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN.

Ningún cambio de estado de una sustancia no implica un cambio en la naturaleza de la sustancia, la cual se conserva, por lo que es un FENÓMENO FÍSICO

ECUACIÓN QUÍMICA: Es una expresión taquigráfica de un cambio o reacción de naturaleza química, que muestra (en relación a cada uno de las sustancias que intervienen en la reacción) el arreglo y número de los átomos, las fórmulas, la composición, las cantidades relativas, el número de moléculas y unidades de fórmula, el número de masas molares, el número de moles y el número de gramos. Toda ecuación química deba estar balanceada para poder representarla cuantitativamente. El procedimiento de balanceo de la ecuación no altera la cantidad de átomos de los reactivos ni de los productos, sino, que ajusta el número de átomos de cada elemento para que sea el mismo a cada lado de la ecuación. El balance de materia en las reacciones químicas: Partiendo de la ley de conservación de la masa y de su relación con la teoría atómica de la materia permiten enfocar el estudio de las reacciones químicas como si se tratara de un balance entre átomos de una misma especie. Para que dicho balance cuadre, se han de introducir, con frecuencia, algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos de cada elemento a uno y otro lado de la flecha. Cuando esto se consigue se dice que la reacción química está ajustada, lo que significa que puede ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación química. Dado que las masas de los diferentes átomos son conocidas, las ecuaciones ajustadas se convierten, en primer término, en relaciones entre las masas de sustancias que intervienen en la reacción. Ello hace posible la realización de cálculos químicos precisos sobre la base que proporcionan las ecuaciones químicas ajustadas, sus símbolos y sus coeficientes numéricos. Así, la reacción de descomposición del óxido de cobre (II) una vez ajustada es:

e indica que por cada dos moléculas de óxido de cobre (II) se forman dos átomos de cobre y una molécula de oxígeno. Tratando dicha ecuación química como si de una ecuación matemática se tratara, es posible multiplicar ambos miembros por un mismo número N sin que se altere la igualdad, es decir:

Si N representa el número de Avogadro NA o número de partículas que componen un mol, entonces la ecuación anterior puede interpretarse en términos de moles; dos moles de CuO se descomponen en dos moles de Cu y un mol de O₂. Por tanto los coeficientes de una ecuación química ajustada representan también la proporción en número de moles, de reactivos y productos que participan en la reacción. Cuando las sustancias son gaseosas, de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, cada mol equivale a un volumen de sustancia de 22,4 litros medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Ello significa que, junto con cálculos de masas, es posible efectuar cálculos de volúmenes en aquellos casos en que intervengan sustancias gaseosas. El ajuste o balanceo de las ecuaciones químicas. El conocimiento de cuestiones tales como qué productos cabe esperar a partir de unos reactivos determinados, qué reactivos darán lugar a ciertos productos o incluso si una reacción dada es o no posible, son cuestiones que se aprenden con la práctica. Sin embargo, conocidos los reactivos y los productos, el ajuste de la reacción correspondiente constituye una mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la masa. Además ésta es una operación previa a la realización de muchos de los problemas de química básica. Uno de los procedimientos habituales empleados para ajustar una reacción química puede describirse en los siguientes términos: 1. Se escribe la reacción química en la forma habitual: productosreactivos. 2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada. 3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas. Tornando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del propano: CO₂ + H₂O  C₃H₈ + O₂

estos serían los pasos a seguir: a) Se fijan unos coeficientes genéricos a, b, c, d:

c.CO₂ + d.H₂O  a.C₃H₈ + b.O₂

b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente, en ambos miembros de la ecuación química:

Para el C
Para el H
Para el O

3a = c
8a = 2d
2b = 2c + d

c) Se resuelve el sistema. Si, como en el ejemplo, el número de coeficientes es superior en una unidad al de elementos, entonces se iguala cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando todos ellos por su mínimo común denominador:

a = 1

b = 5

c = 3

d = 4

d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química: 3.CO₂ + 4.H₂O  C₃H₈ + 5.O₂

EFECTO FOTOELÉCTRICO: se dice de la emisión de electrones desde una superficie sólida (o líquida) cuando ésta se irradia con radiación electromagnética. En la mayoría de los materiales, el efecto fotoeléctrico ocurre con radiación ultravioleta o radiación de longitud de onda más corta; algunos muestran el efecto con radiación visible. En el efecto fotoeléctrico, el número de electrones que se emiten depende de la intensidad de la radiación y no de su frecuencia. La energía cinética de los electrones que se desprenden depende de la frecuencia de la radiación; esto fue explicado por Einstein con base en que la radiación electromagnética consiste de corrientes de fotones; la energía del fotón es h y h es la constante de Planck.

ELECTRODO es un conductor utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío (en una válvula termoiónica), un gas (en una lámpara de neón), etc. La palabra fue acuñada por el científico Michael Faraday y procede de las voces griegas elektron, que significa ámbar y de la que proviene la palabra electricidad y hodos, que significa camino. Químicamente, se entiende por electrodo, cada una de las superficies donde se produce un proceso redox

ELECTRODO EN CELDAS ELECTROQUÍMICAS: Un electrodo en una celda electroquímica, se refiere a cualquiera de los dos conceptos, sea ánodo o cátodo, que también fueron acuñados por Faraday. El ánodo es definido como el electrodo al cual los electrones vienen de la celda y ocurre la oxidación, y el cátodo es definido como el electrodo en el cual los electrones entran a la celda y ocurre la reducción. Cada electrodo puede convertirse en ánodo o cátodo dependiendo del voltaje que se aplique a la celda. Un electrodo bipolar es un electrodo que funciona como ánodo en una celda y como cátodo en otra.

ELECTRÓLISIS: se dice de la producción de un cambio químico haciendo pasar una carga eléctrica por ciertos líquidos conductores (electrolitos). La corriente se conduce por migración de iones – positivos (cationes) van al cátodo y los negativos (aniones) al ánodo (electrodo positivo) Las reacciones ocurren en los electrodos por transferencia de electrones, bien sea llegando o saliendo de ellos.

ELECTRÓLISIS DEL AGUA: en la electrólisis del agua (se realiza con un poco de ácido para que la conducción sea adecuada) el gas hidrógeno sale del cátodo y el oxígeno se desprende en el ánodo.

En el cátodo la reacción es:	En el ánodo la reacción es:
H⁺ + e^-  H	OH^-  e^-+ OH
2H  H₂	2OH  H₂O + O
	2O  O₂

ELECTRÓLISIS DE SALES FUNDIDAS EN SOLUCIÓN: generalmente en estos casos el material del electrodo se disuelve. Ej. en la electrólisis de solución de sulfato de cobre (II) con electrodos de cobre, los átomos de Cu del ánodo se disuelven como iones de Cu. Cu  2e^-+ Cu²⁺

ELECTRÓN: Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10^-19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10^-28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

ELECTRÓN. CARACTERÍSTICAS: El conocimiento del electrón no pasó del obtenido con los rayos catódicos. Es una partícula que se encuentran en los elementos químicos, que su salida implica un contenido energético grande, con carga negativa. Utilizando los conocimientos que se conocen acerca del campo electrónico y magnético, Thomson logra descubrir una característica cuantitativa del electrón: La carga especifica, es decir la carga en una unidad de masa (e/m), el valor es 1,76.108 coul/g. Hasta 1909 no se conoció la masa ni la carga de esta partícula, en ese año, A. Millikan ideó un aparato bastante sencillo para la determinación de la carga. Consiste en un envase de vidrio, con dos anillos mecánicos dispuestos horizontalmente, que servirán de electrodos para generar campos magnéticos entre ellos. En la parte superior se encuentra un gotero con aceite; y en el orificio, una malla que se encargara de dividir la gota de aceite en otras mas pequeñas. Además, con el frotamiento, se cargaran electrónicamente. La observación de la caída de las gotas se hará con un lente que se coloca en la zona intermedia a los anillos. Mientras no se conecte el campo magnético, la caída de las gotas la gobernara a la fuerza de gravedad. Sin embargo, al generar el campo, las partículas que se encuentren cargadas negativamente se sentirían atraídas por la placa positiva, y esta carga eléctrica con sentido eléctrico a la fuerza de gravedad, frenara la caída, incluso al igualarse la gota permanecerá suspendida en el aire. Igualando las dos fuerzas se pueden obtener las cargas de las micro gotas de aceite. Se obtuvo el valor de 1.6x10^-19 culombios, o un múltiplo de este número lo que se explica con la adquisición de más de una carga negativa. Una vez conocida la carga del electrón, la masa resulto fácil de calcular a partir del valor de la carga específica (e/m) logrado por Thomson.

ELECTRONEGATIVIDAD:Es la capacidad que tiene el átomo en compuesto químico para atraer sus electrones de enlace, los compuestos diatómicos, de acuerdo a carácter iónico porcentual se clasifican en:

%	TIPO DE ENLACE
0 a 18	Covalente Apolar
18 a 51	Covalente Polar
> a 51	Iónico

El método de la diferencia de electronegatividad (Linus Pauling), permite determinar la naturaleza de los enlaces entre átomos.

Si electronegatividad = 0 enlace covalente

Si electronegatividad 0 < x < 3 enlace polar

Si electronegatividad > 3,0 enlace iónico

Ejemplos:

KF, la diferencia de electronegatividad del enlace es (4,0-0,8) = 3,2, por lo que el compuesto es iónico.

HF, la diferencia de electronegatividad del enlace es (4,0-2,1) = 1,9; el compuesto es polar.

CO, la diferencia de electronegatividad del enlace es (3,5-2,5) = 1,0; el monóxido de carbono es un compuesto polar.

H2O, la diferencia de electronegatividad de cada enlace OH es (3,5-2,1) = 1,4; el agua es un compuesto polar

ELECTRONES DE VALENCIA: La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica del otro. Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.

ELECTRONES: IMPORTANCIA. Los electrones tienen un rol muy importante en las transformaciones que sufre la materia, cuando se unen distintos átomos para formar nuevas sustancias. Ej. cada vez que a un átomo se le entrega energía externa, los electrones son capaces de moverse. Lo hacen ya sea acercándose al núcleo o bien saliendo de ese átomo para unirse con otro y formar moléculas. Las moléculas pueden estar formadas por átomos iguales o átomos distintos. La unión de dos o de muchos átomos forma sustancias nuevas.

ELECTROVALENCIA Y COVALENCIA: Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica. La electro valencia o valencia de formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración del gas noble más cercano.

La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

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 el 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 compuestos. Los elementos están clasificados en familias o grupos. 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. Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso atómico. Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos. Todos los elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para formar átomos estables, del mismo elemento o de algún otro. Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000º F y superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así sucesivamente). Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen neutrones. Los neutrones son capturados por los núcleos de los elementos y producen otros más pesados. Estos dos procesos -fusión de protones y captura de neutrones- son los procesos principales con que se forman los elementos químicos. Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el Tc, Pm, At, Fr y todos los elementos con números atómicos superiores a 92.

Los elementos son sustancias químicas formadas por átomos de la misma naturaleza y poseen las mismas características físicas y químicas. Los elementos no se pueden descomponer en sustancias más sencillas y los átomos que forman cada elemento poseen el mismo número de protones. Existen más de 100 elementos químicos identificados. Cada uno de ellos se representa a través de una o dos letras, lo que recibe el nombre de símbolo químico. Por ejemplo, el cobre. Este es un metal muy explotado en Chile y de múltiples usos. Su símbolo es Cu. Otro elemento, muy importante para la subsistencia de los seres vivos, es el Oxígeno. Se simboliza con la O.

ELEMENTOS ACTÍNIDOS. Serie de elementos que comienza con el Ac (Z = 89) y que incluye el Th, Pa, U, y los elementos transuránicos hasta el Lw (Z = 103). Estos elementos tienen gran parecido químico con los lantánidos, o tierras raras, elementos de Z 57 a 71. Sus Z, nombres y símbolos químicos son: 89, actinio (Ac), el elemento prototipo, algunas veces no se incluye como un miembro real de la serie; 90, torio (Th); 91, protactinio (Pa); 92, uranio (U); 93, neptunio (Np); 94, plutonio (Pu); 95, americio (Am); 96, curio (Cm); 97, berkelio (Bk); 98, californio (Cf); 99, einstenio (Es); 100, fermio (Fm); 101, mendelevio (Md); 102, nobelio (No); 103, laurencio (Lr). A excepción del Th y el U, los actínidos no están presentes en la naturaleza en cantidades apreciables. Los elementos transuránicos se descubrieron e investigaron como resultado de sus síntesis en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del Th y el U, incluso en pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales. La mayor parte de los actínidos tienen lo siguiente en común: cationes trivalentes que forman iones complejos y quelatos orgánicos; los sulfatos, nitratos, halogenuros, percloratos y sulfuros correspondientes son solubles, mientras que los fluoruros y oxalatos son insolubles en ácidos.

ELEMENTOS DE TIERRAS RARAS. Al grupo de 17 elementos químicos, con números atómicos 21, 39 y 57-71, se le conoce con el nombre de tierras raras; el nombre lantánidos se reserva para los elementos del 58 a 71. El nombre de tierras raras es inapropiado, porque no son ni raras ni tierras. La mayor parte de las primeras aplicaciones de las tierras raras aprovecharon sus propiedades comunes, utilizándose principalmente en las industrias del vidrio, cerámica, de alumbrado y metalurgia. Hoy, estas aplicaciones se sirven de una cantidad muy considerable de la mezcla de tierras raras tal como se obtienen del mineral, aunque algunas veces esta mezcla se complementa con la adición de Ce o se eliminan algunas de sus fracciones de La o Cs. Estos elementos presentan espectros muy complejos, y los óxidos mezclados, cuando se calientan, dan una luz blanca intensa parecida a la luz solar, propiedad que encuentra su aplicación en arcos con núcleo de C, como los que se emplean en la industria del cine. Los metales de las tierras raras tienen gran afinidad por los elementos no metálicos; por ejemplo, H, C, N, O, S, P y halogenuros. Cantidades considerables de las mezclas de metales raros se reducen a metales, como el "misch metal", y estas aleaciones se utilizan en la industria metalúrgica. Las aleaciones de Ce y las mezclas de tierras raras se emplean en la manufactura de piedras de encendedor. Las tierras raras se utilizan también en la industria del petróleo como catalizador. Granates de itrio y aluminio (YAG) se emplean en el comercio de joyería como diamantes artificiales. Aunque las tierras raras están ampliamente distribuidas en la naturaleza, por lo general se encuentran en concentración baja, y sólo existen en alta concentración en las mezclas de cierto número de minerales. La abundancia relativa de las diferentes tierras raras en algunas rocas, formaciones geológicas, astrofísicos y cosmólogos. Los elementos de las tierras raras son metales que poseen propiedades individuales particulares. Muchas de las propiedades de los metales de las tierras raras y de las mezclas indican que son muy sensibles a la temperatura y la presión. También son diferentes cuando consideramos las medidas entre los ejes cristalinos de los metales; por ejemplo, la conductividad eléctrica, la constante de elasticidad, etc. Las tierras raras forman sales orgánicas con ciertos compuestos quelato-orgánicos. Esto quelatos, que han reemplazado parte del agua alrededor de los iones, aumenta las diferencias en las propiedades entre cada elemento de las tierras raras, lo que se ha aprovechado en los métodos modernos de separación por intercambio iónico.

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos químicos con los siguientes números atómicos y nombres: 23, Vanadio,(V); 41, Niobio, (Nb); 73, Tantalio, (Ta); 24, Cromo, (Cr); 42, Molibdeno, (Mo); 74, Tungsteno, (W); 25, Manganeso, (Mn); 43, Tecnecio, (Tc) y 75, Renio, (Re). Estos elementos son un subgrupo integrante de los grupos V, VI y VII de la tabla periódica, respectivamente. En estado elemental todos son metales de alta densidad, alto punto de fusión y baja volatilidad. La clasificación como elementos de transición se refiere al hecho de que sus óxidos reaccionan con el agua para producir soluciones ligeramente ácidas, en contraste con el comportamiento más usual de los óxidos de otros metales que dan soluciones básicas.

ELEMENTOS ELECTROPOSITIVOS Y ELECTRONEGATIVOS

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad e^- transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

ELEMENTOS NATIVOS: Elementos que aparecen en la naturaleza sin combinarse con otros. Además de los gases libres de la atmósfera, existen alrededor de 20 elementos que se encuentran bajo la forma de minerales en estado nativo. Éstos se dividen en metales, semimetales y no metales. El oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se exploten como si fueran minas. Otros metales menos comunes son los del grupo del platino, plomo, mercurio, tantalio, estaño y zinc. El hierro nativo se encuentra, en escasas cantidades, lo mismo como Fe terrestre que como procedente de meteoritos.

Los semimetales nativos pueden dividirse en: 1) el grupo del As, que incluye al As, Sb y Bi, y 2) el grupo del Te, que incluye el Te y Se.

Los no metales nativos son el S y el C en sus formas de grafito y diamante.

ELEMENTOS TRANSURÁNICOS: . Elementos sintéticos con números atómicos superiores al del U (Z> 92). Son miembros de los actínidos, desde el Np (Z= 93) hasta el Lw (Z=103) y los elementos trans-actínidos (con Z >103). El concepto de peso atómico en el sentido que se da a los elementos naturales no es aplicable a los elementos transuránicos, ya que la composición isotópica de cualquier muestra depende de su fuente. En la mayor parte de los casos el empleo de número de masa del isótopo de mayor vida media en combinación con una evaluación de su disponibilidad ha sido adecuado. Buenas elecciones en el momento actual son: Np, 237; Pu, 242; Am, 243; Cm, 248; Bk, 249; Cf, 250; Es, 254; Fm, 257; Md, 258; No, 259; Lw, 260; Ku(elemento 104), 261; Hafnio (elemento 105), 262 y elemento 106, 263. Los actínidos son químicamente similares y tienen gran semejanza química con los lantánidos o tierras raras (números atómicos 51-71). Los trans-actínidos, con números atómicos 104-118, deben ser colocados en una tabla periódica ampliada debajo del periodo de elementos comenzando con el Hf, Z= 72, y terminando con el Rn, Z= 86. Esta disposición permite predecir las propiedades químicas de estos elementos y sugiere que tendrán una analogía química, elemento por elemento, con los que aparecen inmediatamente arriba de ellos en la tabla periódica. Los transuránicos, incluyendo hasta al Fm (Z= 100), se producen en grandes cantidades por medio de la captura sucesiva de e^- en los reactores nucleares. El rendimiento disminuye con el incremento del Z y el más pesado que se produce en cantidades apreciables es el Es (Z= 99). Muchos otros isótopos se obtienen por bombardeo de isótopos blanco pesados con proyectiles atómicos cargados en aceleradores; más allá del Fm todos los elementos se obtienen por bombardeo de iones pesados. Se predice que los trans-actínidos que siguen al elemento 106 tendrán una vida media muy corta, pero consideraciones teóricas sugieren una estabilidad nuclear mayor, si se comparan con los elementos precedentes y sucesivos, para una gama de elementos situados alrededor de los Z=110, 115 o 120 a causa de la estabilidad predicha por derivarse de capas nucleares cerradas.

EMBUDOS: Se utilizan para trasvasar líquidos o llenar recipientes de boca estrecha. Por ejemplo, para llenar las buretas.

También para filtrar sustancias, colocando en ellos un papel de filtro en forma cónica

EMBUDO DE BUCHNER: Es un embudo con la base agujereada. Se acopla por su extremo inferior mediante un corcho perforado al kitasato. Sobre los orificios se coloca un papel de filtro. Se utiliza para filtrar sustancias pastosas.

ENERGÍA: CONCEPTO, PROPIEDADES, UNIDADES, FUENTES Y FORMAS.

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN: Es la E que deben recibir las moléculas de los reactivos para comenzar una reacción química.En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, las moléculas solo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía llamado energía de activación (Ea). Una colisión con energía Ea o mayor, consigue que los átomos de las moléculas alcancen el estado de transición. Pero para que se lleve acabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. La constante de la velocidad de una reacción (k) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:

Donde A es el factor de frecuencia

ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la E absorbida por un átomo para expulsar un e^- . Se mide en e^- - volt. 1 Ev = 1,602 x 10^-12 ergios.

ENERGÍA INTERNA: se dice de la energía de un sistema que es la suma de las energías cinética y potencial de sus partículas constitutivas. (Ej. átomos y moléculas). Si aumenta la temperatura de una sustancia transfiriéndole energía , aumenta la energía interna (las partículas se mueven más rápido). De igual manera, el trabajo que realiza un sistema o que se realiza en él resulta en el aumento o disminución de la energía interna. La relación entre calor, trabajo y energía interna, está dada por la primera ley de la termodinámica. Algunas veces la energía interna de un sistema es llamada “calor” o “energía calórica”. Esto es incorrecto. El calor es la transferencia de energía como resultado de la diferencia de temperatura

ENERGÍA LIBRE: medida de la habilidad de un sistema para realizar trabajo útil.

ENERGÍA LIBRE DE GIBSS: función termodinámica que se define como G = H – TS donde H es entalpía, T la temperatura termodinámica y S la entropía. Es de mucha utilidad para especificar las condiciones del equilibrio químico para las reacciones de temperatura y presión constante.

ENLACE COVALENTE: Se producen cuando dos átomos enlazados comparten 1, 2 y hasta 3 pares de electrones de enlace. Es producto del comportamiento de uno o más electrones entre dos átomos, debido a la poca diferencia de su electronegatividad, por lo que forma que cada uno alcance su configuración electrónica. En el enlace covalente, uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos, siendo que el enlace es el producto de las fuerzas de atracción de los respectivos núcleos sobre los pares de electrones compartidos. Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes.

ENLACE COVALENTE COORDINADO.- Es la unión de especies que se forman cuando un par de electrones del átomo de una especie se une con el orbital incompleto del otro átomo de la otra especie. Ej. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H

ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES: Son las que participan con más de un par de electrones entre cada dos átomos; si participan dos se le denomina enlace doble; si son tres enlace triple, etc.

ENLACE COVALENTE NO POLAR. Cuando la electronegatividad de los compuestos que se unen son cuantitativamente iguales, o muy cercanos (ej: O=O), por ello los e^- se mantienen cerca de los dos núcleos de forma que no existe un extremo más polar que otro

ENLACE (UNIÓN) COVALENTE POLAR: Los Enlaces Iónicos y Covalentes representan extremos en los tipos de enlaces de los compuestos; las propiedades físicas y químicas determinan que los enlaces que hay entre ellos no son iónicos ni covalentes, si no, son covalentes polares. Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares. Ej.: Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares.

ENLACE DE HIDRÓGENO: enlace intermolecular entre moléculas en el cual el H está unido a un elemento fuertemente electronegativo. La polarización de enlace por el elemento electronegativo X, origina una carga positiva sobre el H; este hidrógeno puede interactuar directamente con los elementos electronegativos de moléculas adyacentes. El enlace H se representa con línea punteada (…) La longitud de un enlace de H es 0,16 nm. Los enlaces de H pueden originar dímeros (Ej. ácidos carboxílicos) y se utilizan para explicar los elevados puntos de ebullición anormales del H₂O y HF.

ENLACE IONICO: (unión iónica) El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo. Este tipo de enlace se produce entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo). Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro de sodio. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles mas próximos, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del NaCl, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl^- y Na^+. . De esta forma cada Ion Cl^- queda rodeado de seis iones Na⁺ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

ENLACE METÁLICO: La unión es completa; la situación electrónica en los metales es imaginar al cristal como una serie de iones iguales sumergidos en un mar de electrones; siendo la causa para la cohesión de los metales.

ENLACE Pi (π): Se forma después del enlace sigma; es el segundo o tercer enlace formado entre dos átomos, debido a la superposición lateral de los orbitales “p”. Sus electrones se encuentran en constante movimiento. (Enlace Doble y Triple)

ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO:

Es cuando la presencia de una fuerza de atracción entre ciertas moléculas, tal que es mayor en una interacción dipolo-dipolo y menor que los enlaces covalentes; en resumen las energías se relacionan así: Fuerzas de Atracción de Van Der Waals Enlace Hidrógeno Enlace Covalente: 1 10 100

Ej.: Un enlace entre un hidrógeno y un átomo electronegativo como el F, O o N es muy polar. Cada molécula de agua, puede participar en cuatro enlaces de hidrógeno

ENLACE QUIMICO:Un enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos tiene su origen en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo tiene dos), que es muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico; Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal. La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y aderezar alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que el agua del mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras funciones vitales. Está formada por un no metal, el cloro y un metal alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente peligrosos para el hombre, sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico, una sustancia muy diferente de los elementos que la componen. Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintos elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno y carbono. Estos átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transforman en iones, (átomos con carga eléctrica). Estos iones se unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse entre ellos se denomina enlace químico.

ENLACE SIGMA (σ): Se forman entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada uno de ellos, un electrón al par electrónico de enlace. Las uniones químicas también se clasifican de acuerdo al tipo de orbitales participantes en el enlace, así como a su orientación en: enlace sigma (σ) y enlace phi (π) En el enlace sigma se conocen tres tipos, los cuales se describen a continuación: Enlace sigma “s” (σ s) . se manifiesta cuando se recubren dos orbitales “s”

Enlace sigma “sp” (σp) - ocurre cuando se une un orbital “s” y un orbital “p”.

Enlace sigma “p” (σp) .- se observa cuado dos orbitales “p” se recubren en forma longitudinal.

ENLACE .TIPOS. En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos: Enlace iónico, si hay atracción electrostática. Enlace covalente, si comparten los electrones. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

ENRASAR: es la operación de hacer coincidir el menisco del líquido con el aforo del material volumétrico.

ENRASE: indica el volumen que contiene el material volumétrico a una temperatura determinada (de acuerdo con el aforo y con lo establecido en el menisco)

ENTALPIA: (del prefijo en y del griego thalpein calentar), es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H. La variación de entalpía expresa la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. Su unidad en el SI es el joules.

ENTROPÍA: La entropía es una magnitud que nos da el grado de desorden o caos de un sistema. Las reacciones químicas o físicas tienen la propiedad de que se producen sólo en el sentido en el que aumenta o se conserva la entropía. La entropía crece con el volumen y la temperatura. En general, es frecuente que las cosas tiendan a estropearse y no a arreglarse solas: Es la entropía del mundo. La segunda ley de la termodinámica lo afirma diciendo que el desorden de un sistema aislado debe incrementarse con el tiempo o, como máximo permanecer constante. O sea, si algo se ordena es porque recibe energía externa al sistema. Por ejemplo, en la Tierra nacen plantas y animales, que son formas bastante ordenadas de moléculas y átomos. Esto es debido gracias a que las plantas utilizan la energía del Sol (fuente de energía externa) y los animales utilizan la energía de las plantas o de otros animales. Así, la entropía del Sol aumenta por momentos. La primera ley de la termodinámica es la que afirma que la energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma;… en términos vulgares: que todo va para peor o, que es lo mismo

ENZIMAS: sustancias de naturaleza proteica que catalizan reacciones químicas siempre que sea termodinámicamente posible. En estas reacciones, las moléculas sobre las que actúa la enzima en el comienzo del proceso son llamadas sustratos, y estas los convierten en diferentes moléculas, los productos. Casi todos los procesos en las células necesitan enzimas para que ocurran.Debido a que las enzimas son extremadamente selectivas con sus sustratos y su velocidad crece solo con algunas reacciones de entre otras posibilidades, el conjunto de enzimas sintetizadas en una célula determina el metabolismo que ocurre en cada célula. Como los catalizadores, las enzimas funcionan disminuyendo la energía de activación (ΔG‡) para una reacción, así se acelera la reacción. La reacciones catalizadas por enzimas son más rápidas que las reacciones no catalizadas.Como ocurre con los catalizadores, las enzimas no son consumidas por las reacciones que catalizan, ni alteran su equilibrio químico. Sin embargo, las enzimas difieren de otros catalizadores por ser más específicas. Las enzimas son conocidas por catalizar alrededor de 4.000 reacciones bioquímicas. No todos los catalizadores bioquímicos son proteínas, pues algunas moléculas de ARN son capaces de catalizar reacciones (como el fragmento 16S de los ribosomas en el que reside la actividad peptidil transferasa). La actividad de las enzimas puede ser afectada por otras moléculas. Las inhibidoras son moléculas que disminuyen la actividad de las enzimas; mientras que las activadoras son moléculas que incrementan la actividad. Asimismo, gran cantidad de enzimas requieren de cofactores para su actividad. Muchas drogas son enzimas inhibidoras. La actividad es afectada por la temperatura, el pH, y la concentración del sustrato. Algunas enzimas son usadas comercialmente, por ejemplo, en la síntesis de antibióticos. Además, algunos productos hogareños usan enzimas para acelerar las reacciones bioquímicas (Ej. Jabón en polvo).

EQUILIBRIO DINÁMICO: La reacción se sigue dando pero el sistema permanece en equilibrio.

EQUILIBRIO HETEROGÉNEO. equilibrio que establece entre las sustancias que se encuentran en dos o más fases diferentes.

EQUILIBRIO QUÍMICO: La mayoría de las reacciones químicas transcurren de manera que se reduce la cantidad de las sustancias reaccionantes y terminan cuando estas se agotan o en todo caso cuando se agotan las sustancias que están en menor cantidad o en defecto. Ocurre también, que los productos de la reacción reaccionan entre si para dar nuevamente las sustancias reaccionantes (de inicio o partida). El estado de equilibrio se alcanzara cuando los productos de la reacción y las sustancias reaccionantes se forman a la misma velocidad. I₂ + H₂ 2HI

La reacción se da en los dos sentidos. A este tipo de reacciones se las denomina reversibles y se dice que en estos casos la reacción ha alcanzado el equilibrio químico.

EQUILIBRIO DE FASES: estado en el cual las proporciones de las diversas fases de un sistema químico son fijas. Cuando dos o mas fases están presentes a temperatura y presión fijas, se establece una condición dinámica en la cual las partículas individuales dejan una fase para entrar a otra. En el equilibrio esto estará balanceado por un número igual de partículas haciendo el cambio opuesto, dejando la composición total inalterada.

ERLENMEYER: recipiente de vidrio de paredes rectas, muy usados para las valoraciones. Se pueden calentar directamente sobre la tela metálica con amianto.

ERROR DE PARALAJE: se entiende por paralaje al desplazamiento aparente de un objeto cuando se lo mira desde diferentes puntos. El la lectura de volúmenes, el ojo del observador debe estar al nivel del líquido, de otro modo se cometerá error de paralaje.

ESCALAS TERMOMÉTRICAS: Calor es la energía que se transmite de un cuerpo a otro, en virtud de una diferencia de temperatura entre ellos. Temperatura es el promedio de la energía cinética de todas las moléculas que conforman un cuerpo. En el Sistema Internacional SI, la unidad para medir el calor es el joule J, aunque también es muy utilizada la caloría cal y la equivalencia entre ellas es: 4.184 J = 1 cal. Para la temperatura, la unidad en el SI es el Kelvin K, pero también se utilizan las escalas en grados Celsius C y Fahrenheit F. La temperatura de un cuerpo depende del tipo de material de que está formado y de la cantidad de masa que tenga, es por eso que, objetos sujetos a las mismas condiciones, pueden tener diferentes temperaturas. El calor no puede almacenarse dentro de un cuerpo. Al entrar en contacto dos cuerpos, el de mayor temperatura cederá calor al más frío, hasta que ambos lleguen a tener la

misma temperatura y alcancen un equilibrio térmico. El calorímetro es un instrumento que se usa para comprobar el equilibrio térmico, al medir el calor intercambiado, entre dos cuerpos colocados en su interior; consiste en un recipiente metálico que contiene otro en su interior, aislado y bien pulido para evitar la entrada o salida de calor; tiene una tapa que cierra herméticamente, la cual tiene dos orificios, uno para introducir el termómetro y otro para el agitador. Al colocar dentro del calorímetro dos o más cuerpos con diferentes temperaturas, después de estar en contacto cierto tiempo, se observa que la temperatura que marca el termómetro se estabiliza, y es entonces cuando se consigue el equilibrio térmico. Es prácticamente imposible determinar la temperatura de un cuerpo utilizando sólo los sentidos humanos, por eso se utilizan los termómetros y su construcción está basada en ciertas propiedades que poseen los cuerpos en general:- Aumentan su volumen al aumentar su temperatura. - Aumentan su resistencia al paso de una corriente eléctrica cuando se incrementa su temperatura. Los termómetros son los aparatos que se emplean para medir la temperatura; los más comunes son los que vienen marcados según la escala de grados centígrados, la cual tiene 100 divisiones, cada división representa un grado, de tal forma que 100 es la temperatura de ebullición del agua a nivel del mar y 0 es la temperatura del hielo. Hay diferentes tipos de termómetros, la selección de alguno dependerá del cuerpo o sustancia al cual se desee medir la temperatura, así como la que tenga, aproximadamente, en ese momento: - Termómetro de mercurio o de máxima: mide temperaturas de -30 °C hasta 350 °C.

- Termómetro de alcohol o de mínima: mide temperaturas de 78 ° C hasta -100 °C. - Termómetro de gas: mide temperaturas de -200 °C hasta 1 800 °C. - Termómetro de metal: se utilizan para medir altas temperaturas, registran hasta 2 000 °C. Los médicos utilizan el termómetro de mercurio para medir la temperatura del cuerpo humano, su escala va de 34 °C hasta 42 °C y cada grado está dividido en décimos para facilitar su lectura, en este tipo de termómetro el tubo capilar es lo suficientemente angosto como para que el Hg pase a través de él solamente bajo presión, ya sea como producto de la expansión térmica cuando se coloca a una persona o de la fuerza centrífuga que se ejerce cuando éste se sacude al terminar de hacer la lectura. Al relacionar las escalas termométricas (Celsius, Fahrenheit y Kelvin) se tiene que: Un cuerpo puede presentarse en estado sólido, líquido o gaseoso, según sea la cantidad de calor que contenga; ya que si ésta varía, el mismo cuerpo puede adoptar otro estado diferente al que se observó inicialmente; el cambio de estado dependerá de la cantidad de calor cedido o absorbido por el cuerpo durante el intervalo correspondiente.

ESPECTROS DE ABSORCIÓN: gama de radiación electromagnética absorbida por una sustancia bajo condiciones especiales. En un espectro de absorción se pasa un flujo continuo de radiación a través de la muestra. Luego se analiza la radiación para determinar cuáles fueron las longitudes de onda absorbidas.

ESPECTROS DE EMISIÓN: gama de radiación electromagnética emitida por una sustancia bajo condiciones especiales. En un espectro de emisión, la luz u otra radiación emitida por el cuerpo se analiza para determinar la longitud de onda producida. La emisión de radiación puede inducirse por una variedad de métodos; Ej., por alta temperatura, bombardeo por electrones, absorción por radiación de mayor frecuencia etc.

ESTEQUIOMETRÍA: (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios. Los principios de la estequiometría fueron enunciados por Jeremías Benjamín Richter, en 1792. Escribió: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos están implicados

ESTIMACIÓN DE UNA LECTURA: por estimación de una lectura se interpreta al menor intervalo que un observador puede determinar con ayuda de la escala del instrumento empleado para medir.

ESCOBILLA LIMPIA TUBOS: Se utiliza para la limpieza del material de laboratorio.

ESPÁTULA: Una espátula es una herramienta que consiste en una lámina plana de metal con agarradera o mango similar a un cuchillo con punta roma.

ESPECTROS: Desde el siglo XVIII se conoce la separación de un rayo de luz blanca en una gama de colores al pasar a través de un prisma.

Si se trata de luz que viene de un gas, en el cual se ha producido una descarga eléctrica, se observan líneas de colores muy bien definidas. En 1859 Kirchhoff, que había estado haciendo una serie de estudios a cerca de la luz pública sus conclusiones en las que habla de la existencia de un espectro discontinuo característico para cada elemento químico, es decir depende del espectro que tenga el elemento se puede decir cuales son sus componentes. Esto se denomina análisis espectral. Este análisis fue muy utilizado a mediados del siglo XX, no solo para el análisis de materiales terrestres sino también espaciales. Al análisis de los espectros es una parte de la química que analiza ó averigua los componentes de una sustancia a través del estudio de la luz absorbida o emitida por ella.

ESPECTRO DE LUZ SOLAR: No obstante, en la emisión de luz por un cuerpo negro (material que absorbe energía al calentarse) los espectros discontinuos que vienen de elementos gaseosos después de una descarga de alto voltaje, solo pueden explicarse tratándolo como fotones, es decir, como un flujo de paquetes de energía pura.

La cantidad de energía de un fotón depende del tipo de radiación, es decir de la longitud de la onda. La cantidad de energía de un fotón y la longitud de onda son inversamente proporcionales, por lo tanto a menor longitud de onda mayor cantidad de energía.

Donde hay una mayor frecuencia (longitud de onda menor), el contenido energético de los fotones es grande. En el caso de la luz ultravioleta (UV) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero se sabe de su alto contenido energético ya que actúa como catalizador en distintos procesos químicos.

ESTADO DE AGREGACIÓN: Es el estado en que se presenta en la naturaleza una sustancia; dicho estado puede ser sólido, líquido o gaseoso.

ESTEQUIOMETRÍA: Estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los productos obtenidos.

ESTRONCIO (Sr): Z= 38; sólido metálico, dúctil, maleable y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es un metal alcalino-térreo. El estroncio metálico fue aislado por vez primera por el químico británico sir Humphry Davy en 1808; el óxido se conocía desde 1790. Tiene color plateado cuando está recién cortado. Se oxida fácilmente al aire y reacciona con el agua para producir hidróxido de estroncio e hidrógeno gas. Tiene un punto de fusión de 769 °C, un punto de ebullición de 1.384 °C y una densidad de 2,6 g/cm3. Ocupa el lugar 15 en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre y está ampliamente distribuido en pequeñas cantidades. Un isótopo radiactivo del elemento, el ⁸⁵Sr se usa en la detección del cáncer de huesos.

ESTRUCTURA DE LEWIS: Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento. Ej.: Los símbolos de puntos de Lewis muestran los e^- de valencia que tiene un átomo de un elemento dado: trifluoruro de Boro (BF₃)

ESTRUCTURA MOLECULAR: La distribución de los átomos en una parte o en una molécula presenta su geometría espacial, cuya comprensión es útil para determinar la polaridad de las moléculas:

ESTRUCTURA Y ESPECTRO ATÓMICOS: La idea de que la materia puede subdividirse en pequeñas unidades, discretas e indivisibles, llamadas átomos, se remonta a las enseñanzas del filósofo griego Demócrito, en el siglo V A.c.; suele considerarse que sus ideas son las más antiguas y auténticas de lo que los estudiosos de la filosofía griega han dado en llamar atomismo. El tejido del hilo filosófico del atomismo en la trama analítica de la física se inicia a fines del siglo XVIII y continúa durante el XIX. Con frecuencia se atribuye a Robert Boyle el crédito de haber introducido el concepto de elementos químicos, que son las unidades irreducibles que ahora se identifican con los átomos individuales de un elemento dado. A principios del siglo XIX, John Dalton desarrolló una teoría atómica, en la cual postulaba que la materia estaba formada por átomos indivisibles semejantes a las unidades irreducibles de los elementos propuestos por Boyle; que todos los átomos de un elemento dado tienen características idénticas; que las diferencias entre los elementos se deben a diferencias fundamentales entre sus átomos constituyentes; que las reacciones químicas se producen por el simple reordenamiento de átomos indestructibles, y que los compuestos químicos constan de moléculas, que son agregados bastante estables de tales átomos indestructibles. Los trabajos realizados por J. J. Thomson, en 1897, demostraron con claridad la constitución electromagnética de los átomos y, a partir de éstos, pueden extraerse unidades fundamentales de materia con carga eléctrica, que ahora se denominan electrones. La masa de los electrones representa una fracción muy pequeña de la masa atómica. En virtud de la neutralidad eléctrica de todo átomo, la masa atómica debe residir en una componente atómica de carga positiva, cuya magnitud sea tal que compense la negativa, pero con una masa mucho mayor. Después de los trabajos de Thomson siguió, en 1911, la demostración de Ernest Rutherford, según la cual la carga positiva y casi toda la masa de un átomo se concentra en un pequeño núcleo, cuya dimensión es cerca de 10 000 veces menor que el diámetro atómico. En 1913, Niels Böhr y otros investigadores efectuaron, con bastante éxito, algunos intentos para construir modelos atómicos semejantes al sistema solar, en los cuales los electrones puntuales orbitaban alrededor de un centro positivo gracias a una atracción eléctrica mutua (aun cuando sólo se "permitían" algunas órbitas "cuantizadas"). Todos estos modelos quedaron desechados con el desarrollo de las teorías cuántico-ondulatorias de los electrones y los átomos. La descripción moderna de la materia condensada (como los cristales sólidos) consta de un agregado de átomos o moléculas que, en virtud de su cercanía, responden con interacciones eléctricas atractivas, cuando sus distancias de separación son del orden de un diámetro atómico (esto es, casi 10-10 m); y repulsivas si las distancias son mucho menores. Estas interacciones están mediadas por los electrones, que en cierto sentido se comparten e intercambian entre todos los átomos de una muestra particular, y sirven como una especie de aglutinador interatómico que enlaza los centros atómicos, pesados, de carga positiva y que se repelen mutuamente. El átomo de H es el más simple y su espectro (o patrón de frecuencias luminosas que emite) es también el más simple. La regularidad de su aspecto había resistido todo intento de explicación, hasta que Böhr resolvió el asunto con tres postulados que constituyen un modelo útil, pero insuficiente, para entender el átomo. Postulado 1: la fuerza que mantiene unido a un electrón con un núcleo es la fuerza coulómbica entre dos cuerpos con carga eléctrica. Postulado 2: el movimiento del electrón sólo se produce en ciertas órbitas estables, en las cuales no radia energía electromagnética, y son aquellas en las que el momento angula es un múltiplo entero de h/2 (condición cuántica de Böhr para el momento angular orbital). Cada órbita estable representa un estado discreto de energía. Postulado 3: Cuando el electrón efectúa una transición de una órbita estable a otra, se produce una emisión o absorción de luz, cuya frecuencia es tal que la diferencia en las energías orbitales es igual a he (condición de A. Einstein para la frecuencia del fotón, el cuanto de luz). Aquí se afirma que el concepto de momento angular, que en la física clásica es una medida continua del movimiento rotacional, tiene un comportamiento cuántico discreto tal que la medida de su cuantización se relaciona con la constante de Planck h , que es una constante universal de la naturaleza. La mecánica cuántica moderna proporciona una justificación de la condición cuántica de Böhr para el momento angular orbital. También demuestra que no es posible retener el concepto de órbitas definidas, excepto en el caso límite de órbitas muy grandes. En este límite puede calcularse con exactitud la frecuencia, la intensidad y la polarización, aplicando las leyes clásicas de la electrodinámica a la radiación que proviene del electrón orbital. Este hecho ilustra el principio de correspondencia de Böhr, según el cual los resultados cuánticos deben coincidir con los clásicos en lo que toca a dimensiones grandes. Cuando las órbitas son más pequeñas que las correspondientes al caso límite, la desviación que se obtiene que se obtiene con la teoría clásica es de tal magnitud que ya no es posible describir con precisión una órbita definida. Las otras hipótesis de Böhr son válidas todavía. De acuerdo con su teoría, las energías del átomo de H están cuantizadas (es decir, pueden tener sólo ciertos valores discretos). Estas energías pueden calcularse a partir de las órbitas electrónicas permitidas por la cuantización del momento angular orbital. La órbita puede ser circular o elíptica, pero por razones de simplicidad sólo se considerará el caso de una órbita circular. Se supondrá que se tiene un electrón de masa m y carga eléctrica e, el cual describe una órbita circular de radio r alrededor de un núcleo de carga +e y de masa infinita. Si el electrón tiene una velocidad v, su momento angular será mvr, y el segundo postulado se convierte en la ecuación. El entero se llama número cuántico principal. Las energías posibles de los estados del átomo que no radian energía electromagnética están dadas por la ecuación (2). En esta ecuación 0 es la permitividad del espacio vacío, y se incluye para obtener las unidades correctas al expresar la ley de Coulomb en el sistema MKS.

Cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger para el átomo de H, se obtiene esta misma ecuación para los niveles de energía de dicho átomo, a excepción de algunas correcciones pequeñas, aunque importantes. La ecuación (3) determina las frecuencias de la luz o radiación electromagnética emitida o absorbida en las transiciones, en donde E' y E'' son las energías de los estados inicial y final del átomo.

Los espectroscopistas acostumbran expresar sus mediciones en longitudes de onda o en número de onda, a fin de obtener números de dimensiones convenientes. En la ecuación (4) se muestra el número de onda de una transición. Si T= -E/hc , se llega a la ecuación (5).

T recibe el nombre de término espectral.

Cuando se parte de la ecuación (2), los términos permitidos para el H quedan determinados por la ecuación (6). La cantidad R es la constante de Rydberg. Su valor se ha medido con mucha precisión con espectroscopia láser y se relaciona, como se muestra en la ecuación (6), con los valores de otras constantes atómicas conocidas.

Como en realidad el núcleo no permanece en reposo en el centro del átomo, es preciso tomar en cuenta el efecto de la masa nuclear finita. El e- y el núcleo giran alrededor de su centro de masas común. Este efecto puede tomarse en consideración en forma precisa y requiere un cambio pequeño en el valor de la masa efectiva m de la ecuación (6) Además de las órbitas circulares ya descritas, también las elípticas son consecuentes con los requisitos de que el momento angular esté cuantizado. A. Sommerfeld demostró que para cada valor de n existe una familia de n órbitas elípticas permitidas con el mismo eje mayor, pero con diferentes excentricidades. Las órbitas se designan como s, p y d , y se asocian con los valores del número cuántico azimutal l = 0, 1 y 2, respectivamente. Este número determina la forma de la órbita, pues la razón del eje mayor al eje menor es n/ (l+1). Como una primera aproximación las energías de todas las órbitas con el mismo valor de n son iguales. Sin embargo, en el caso de órbitas muy excéntricas, hay una ligera disminución de la energía ocasionada por la precisión de la órbita. Según la teoría de la relatividad de Einstein, la masa aumenta un poco en la parte interior de la órbita, pues tiene una velocidad más grande. El aumento de la velocidad es mayor conforme la excentricidad lo es también, lo cual ocasiona que en las órbitas de mayor excentricidad la energía disminuya aún más. La cantidad l se llama número cuántico de momento angular orbital, o número cuántico azimutal. Cuando se intenta extender el modelo de Böhr a los átomos con más de un electrón, lo lógico es comparar los términos observados experimentalmente en los átomos de los metales alcalinos con los del átomo de H, pues éstos contienen un solo e- en su última capa. Se encuentra una semejanza definida, pero con la notable diferencia de que los términos con l > 0 se duplican. Este hecho lo interpretaron S. A. Goudsmit y G. E. Uhlenbeck, quienes lo atribuyeron a un momento angular adicional de 1/2(h/2) proveniente del giro (spín) del electrón alrededor de su propio eje. El número cuántico del spín del electrón es s = 1/2. La mecánica cuántica relativista descubierta por A. M. Dirac proporciona las bases teóricas para la interpretación de esta observación experimental. En la mayor parte de la exposición siguiente subyace implícitamente el principio de exclusión de W. Pauli enunciado por primera vez en 1925 y que, cuando se aplica a los átomos, establece lo que sigue: en un átomo con varios electrones no puede existir más de un electrón con el mismo conjunto de número cuánticos. En una aproximación de e- hidrogenoides independientes de los átomos con varios e-, sólo existen 2n2 selecciones independientes posibles de los números cuánticos principales (n), orbital (l) y magnéticos (m l, m s) disponibles para los electrones que pertenecen a un valor determinado de n. Aquí m l y ms son las proyecciones cuantizadas de l y s sobre alguna dirección seleccionada. De este principio se deduce la organización de los electrones del átomo en capas de radio creciente (el radio de Böhr aumenta con n2).

La energía de interacción del espín del electrón con su momento angular orbital recibe el nombre de acoplamiento espín-orbital. Una carga que se mueva en un campo eléctrico puro, o en un campo magnético puro (es decir, en campos percibidos como "puros" en un laboratorio estático), experimenta una combinación de campos eléctricos y magnéticos cuando su movimiento queda referido a un sistema móvil respecto del cual la carga está instantáneamente en reposo. Se sabe, por ejemplo, que las cargas en movimiento se desvían en campos magnéticos. No obstante, en un sistema en el cual tales cargas estén en reposo, no existe movimiento, y cualquier aceleración de una carga obedecerá a la presencia de un campo eléctrico puro detectado por un observador que analice el movimiento en ese sistema de referencia. Una descripción burda de un e- en rotación puede ser la de una pelota cargada que gira, lo cual equivale a un circuito de corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica produce una distribución de campo magnético muy parecida a la de una pequeña barra imantada, con sus polos magnéticos norte y sur colocados simétricamente respecto del ecuador y a lo largo del eje de rotación (espín). Esta barra imantada representativa puede interactuar con campos magnéticos externos; uno de tales campos es el que experimenta el electrón en un sistema de referencia, en el cual el electrón se encuentra en reposo, y que tiene por causa el movimiento orbital del electrón a través del campo eléctrico que produce el núcleo del átomo. En los átomos con varios electrones pueden haber interacciones adicionales, aunque en general son más débiles y obedecen a las interacciones magnéticas de cada electrón con sus vecinos, tanto porque su movimiento es relativo como porque todos tienen espín. La intensidad del campo producido por la barra imantada equivalente a cada espín electrónico, así como su dirección en el espacio, se caracterizan con una cantidad que se llama el momento magnético, el cual está también cuantizado en virtud de la cuantización del espín.. La energía de interacción entre el momento magnético del electrón y el campo magnético que genera su movimiento orbital suele producir una pequeña corrección al término espectral, la cual depende del ángulo entre el momento magnético y el campo magnético, esto es, entre los vectores de momento angular de espín y de momento angular orbital (que es perpendicular al plano de la órbita, y su magnitud es la medida del momento angular orbital). Como la teoría cuántica requiere que el número cuántico j de momento angular total del electrón tome valores cuya diferencia sea un número entero, existen entonces sólo dos orientaciones posibles de s relativas a l , ya que l es siempre un número entero; esto es: s debe de ser paralelo a l o antiparalelo a l . En el caso de un solo electrón fuera del núcleo, la corrección espín-órbita de los términos espectrales queda determinada por la ecuación (7), obtenida de la teoría de Dirac.

En los átomos que poseen más de un electrón, la estructura fina se manifiesta en la llamada estructura de multipletes. Por ejemplo, los dobletes en los espectros de los elementos alcalinos se deben al acoplamiento espín-órbita; en este caso puede aplicarse la ecuación (7), haciendo las modificaciones adecuadas.

Cuando en un átomo se encuentra presente más de un electrón, existen varias maneras en las que pueden interactuar los espines y los momentos angulares orbitales, cada espín puede acoplarse a su propia órbita, como en el caso de un solo electrón; las otras posibilidades son órbita-órbita, espín-espín, y así sucesivamente. La interacción más común en los átomos ligeros es el acoplamiento LS o acoplamiento de Russell-Saunders, que de manera esquemática se describe en la ecuación (8).

Esta notación indica que el acoplamiento entre los l i es fuerte para formar un L resultante, que representa al momento angular orbital total, el acoplamiento entre los s i también es fuerte y dan lugar a una S resultante, que es el momento angular de espín total. El acoplamiento más débil es el que hay entre L y S para formar J, que es el momento angular total del sistema de electrones del átomo en ese estado.

El acoplamiento del tipo LS se aplica, por lo general, a los estados de baja energía de los átomos ligeros. El siguiente tipo más común de acoplamiento es el jj , y se representa en la ecuación (9).

Cada electrón tiene su espín acoplado a su propio momento angular orbital para formar un j i de ese electrón. El acoplamiento entre los distintos j i es más débil y da lugar a J . Este efecto se observa tal cual muy raras veces. En los átomos más pesados es común encontrar una condición intermedia entre los acoplamientos LS y jj ; puede utilizarse cualquiera de las notaciones LS o JJ para describir los niveles, pues el número de niveles para una configuración electrónica dada no depende del esquema de acoplamiento.

La mayor parte de los núcleos atómicos también poseen espín, pero su rotación es 2000 veces más lenta que la de los electrones, porque su masa es 2000 veces mayor que la de éstos. Por esta razón, existen campos magnéticos nucleares muy débiles, análogos a los electrónicos, los cuales producen una estructura fina en las líneas espectrales y separan aún más los niveles de energía atómicos. En consecuencia, la separación de las líneas espectrales que generan depende de las orientaciones relativas entre los momentos magnéticos nucleares y los electrónicos, lo cual implica diferentes energías de interacción. El patrón de niveles de energía que se obtiene, y las líneas espectrales correspondientes, se llama estructura hiperfina. Las propiedades nucleares afectan también a los espectros por medio del corrimiento isotópico. Éste es el resultado de la diferencia entre las masas nucleares de dos isótopos, que produce un cambio ligero en la constante de Rydberg. Algunas veces se presenta una distorsión del núcleo. Sería falso pensar que el destino más probable de los electrones atómicos excitados fueran las transiciones a órbitas inferiores acompañadas de la emisión de un fotón. De hecho, al menos para los elementos del primer tercio de la tabla periódica, la forma preferida de desexcitación de la mayor parte de los sistemas atómicos o iónicos excitados, en casi todos los estados de excitación, es el proceso de emisión electrónica, que por primera vez observó P. Auger, en 1925, y que a la fecha lleva su nombre. Por ejemplo, un ion de neón con una sola carga, al que le falta un electrón 1s, tiene una probabilidad 50 veces mayor de desexcitarse por emisión de un electrón que por emisión de un fotón. Durante este proceso, un electrón atómico exterior desciende para llenar una vacante interna, en tanto que el átomo emite otro electrón para conservar la energía total y el momento angular del átomo. La causa común de esta emisión es la repulsión coulómbica entre los electrones

ESTUFA: instrumental destinado al secado de sustancias por calentamiento, hasta una temperatura no mayor a los 200°C y/o para la esterilización del instrumental utilizado. Existen estufas para cultivos, exclusivamente; su temperatura es regulable. De 0°C a 65°C aproximadamente.

ETANOL ó ALCOHOL ETÍLICO: (C₂H₅OH) líquido volátil, incoloro. Está presente en bebidas intoxicantes, en las que se produce por la fermentación del azúcar. El etanol también se utiliza como solvente.

EVAPORACIÓN: Cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado LÍQUIDO al estado de VAPOR. Ocurre solamente en la superficie del líquido.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD: El experimento que uso Rutherford para descubrir el átomo consistió en dirigir una cantidad de partículas radioactivas Alfa con cierta energía contra una plancha de metal delgada, con el objetivo de observar la dirección que tomaban al chocar con el material. Se observo que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin alteración de la velocidad ni la dirección, unas pocas se desviaban fuertemente cuando pasaban por la lámina, y otras pero en un número muy pequeño rebotaban como si estuvieran chocando con una masa sólida. Con este resultado se concluyo que la masa atómica se encontraba concentrada en un pequeño volumen del átomo, también se concluyo que esta masa tenia que ser positiva para poder causar una repulsión tan fuerte de las partículas positivas que pasan cerca de el.

EXPERIMENTO DE THOMSON: El experimento que utilizó Thomson para demostrar la relación entre la carga eléctrica y la masa de los electrones, consistió en la utilización de un tubo de rayos catódicos. Entre los experimentos con electricidad habían algunos que tenían que ver con enviar corrientes eléctricas a través de tubos de vidrio que contenían diferentes clases de gases. Cuando la corriente se encendía, el electrodo negativo, o cátodo, se iluminaba con una extraña luz verde, y en forma similar, un punto brillante verde aparecía en la pared opuesta del tubo. Era claro que algo estaba viajando en línea recta a través del tubo, a partir del cátodo; este “algo” fue llamado rayo catódico. Alguien sugirió que los rayos catódicos debían ser ondas, como la luz o los recientemente descubiertos rayos-x. Pero las ondas, como todo el mundo sabía entonces, no podrían llevar carga eléctrica; solamente las partículas pueden hacer eso. Por ésta razón los resultados experimentales de Thomson lo convencieron de que los rayos catódicos tenían que estar hechos de partículas.

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES: Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador.

FASE DE UN SISTEMA MATERIAL: Se entiende por fase de un sistema la parte del sistema que en su totalidad es uniforme considerada física y químicamente.(Igual propiedades intensivas en todos sus puntos)

Una fase puede consistir en una cierta cantidad de materia que puede estar en una sola porción o dividida en diferentes porciones. Ej. a) el hielo constituye una fase independientemente si esta en un bloque como si esta en trozos, esta fragmentación no puede llegar a tamaño molecular. b) una solución acuosa de Na Cl también constituye una sola fase aunque a tamaño molecular se distinguen perfectamente dos sustancias distintas. c) los gases, como son totalmente miscibles en todas proporciones solo hay una fase en cualquier mezcla gaseosa. d) los líquidos no siempre son miscibles. Cuando no son miscibles existen tantas fases como líquidos haya. dependiendo de los líquidos. (Ej. aceite y agua: 2 fases) d) los sólidos, tanto si tienen diferente composición química como si tienen la misma composición pero con diferentes estructuras cristalinas se consideran diferentes fases. (Ej. grafito y diamante tienen la misma composición pero cristalizaron en sistemas diferentes)

FENOLFTALEÍNA: indicador ácido – base incoloro en soluciones ácidas, pero rojo si el pH es superior 9,6. Se utiliza como indicador en titulaciones en las cuales el punto final se observa claramente del lado básico. (pH >7), Ej. Ácido oxálico (tartrato ácido de potasio) titulado con soda cáustica (NaOH)

FENÓMENO FÍSICO: Es aquél que tiene lugar sin transformación de materia. Ej. Romper una tiza.

FENÓMENO QUÍMICO: Es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Ej. La cocción de un trozo de carne.

FILTRACIÓN: método de separación de fases que se aplica a sistemas materiales heterogéneos formados por una fase sólida (no soluble) y otra líquida (Ej. agua y arena). El aparato de filtración consta de: soporte universal, aro metálico, embudo, papel de filtro, varilla de vidrio, vaso de precipitado, probeta.

FISIÓN NUCLEAR: Es la ruptura de un núcleo atómico en dos partes parecidas en el contenido de protones, originado con el bombardeo de neutrones. Al chocar un neutro con un átomo de Uranio, se crea un núcleo provisional que posteriormente se divide en dos núcleos. Con respecto a la energía que se produce, para la fisión de un gramo de Uranio, es de 85 Gigajoule (Gj) 109 J, aproximadamente a la misma que se produce al quemar tres toneladas de Carbón. Debido a este enorme despedimiento de energía fue usado como bomba el la segunda guerra mundial.

FLOTACIÓN: método de separación de fases que se aplica a sistemas materiales heterogéneos formados por dos fases sólidas (uno de ello debe ser insoluble y menos denso que el agua). Ej., piedras pequeñas y corcho molido. El procedimiento consiste en agregar agua al sistema, para que el corcho flote y las piedras se queden en el fondo.

FLUIDEZ: Se define como la cantidad de material (en gr.) que fluye a través del orificio de un tubo capilar en 10 minutos, manteniendo constantes presión y la temperatura. Se mide en gr./10min.

FLUIDO SUPERCRÍTICO: es cualquier sustancia que se encuentre en condiciones de presión y temperatura superiores a su punto crítico. Los estados de agregación de la materia que se conocen actualmente son cinco: sólido, líquido, gas, plasma y condensado de Bose-Einstein. Un fluido supercrítico es un casi estado con propiedades intermedias entre líquidos y gases. En un diagrama de fases clásico, las curvas de fusión, sublimación y vaporización muestran las zonas de coexistencia de dos fases. Tan solo hay un punto de coexistencia de tres fases, el llamado punto triple (PT). El cambio de fase se asocia a un cambio brusco de entalpía y densidad. Pero por encima del punto crítico (PC) este cambio no se produce, por eso se define este punto como aquel por encima del cual no se produce licuefacción al presurizar, ni gasificación al calentar; y por ende un fluido supercrítico es aquel que se encuentra por encima de dicho punto.

FÓRMULA MÍNIMA: fórmula de un compuesto que se escribe utilizando la relación de números enteros más simples de átomos presentes en el compuesto. También se la llama fórmula empírica.

FÓRMULA MOLECULAR. fórmula química de la molécula de una sustancia que el número y el tipo de átomos presentes en una molécula de la sustancia.

FÓRMULA QUÍMICA: Es la representación simbólica de las formas arbitrarias que adoptan los elementos para formar una molécula. Dependiendo del contexto en el que se use, una fórmula química puede tener diferentes significados, ya sea a una entidad química individual (átomo, molécula, ión o unidad fórmula) o a un mol de dicha unidad. Dos ejemplos de fórmula química son 1)La fórmula empírica (FE): Indica las proporciones variables de cada uno de los elementos. Se determina gracias a que los átomos individuales en un compuesto se combinan en relaciones de números enteros y por que cada elemento tiene una masa atómica específica. 2)La fórmula molecular (FM): Indica las proporciones fijas de cada uno de los elementos. En muchos casos, ésta es igual a la (FE), de lo contrario será entonces un múltiplo de la misma.

FOSFORO(P): Z= 15. Descubierto por: Hennig Brand. Origen: de la voz griega que significa portador de luz. Es un elemento abundante en la naturaleza y un componente esencial de los huesos y dientes de los animales. Los huesos están formados en su mayoría por fosfato de calcio Ca₃(PO₄)₂.

FRACCIÓN MOLAR: Unidad química para expresar la concentración. Concentración de una solución en fracciones de soluto o solvente por moles totales de solución. Se representa con x. (Para calcular el número de moles totales en la solución se suman los moles de soluto y los moles de solvente)

FUERZA DIPOLO – DIPOLO: Cuando las moléculas polares se atraen entre sí; de tal manera que el polo positivo se quede más cercano al negativo de la otra (- +); Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuando mayor es la polarización de dichas moléculas polares.

FUERZAS DE VAN DER WAALS: fuerzas débiles y de corto alcance que actúan entre los átomos y las moléculas. Son los causantes a que los gases se aparten del comportamiento ideal; son las mismas que mantienen unidas a las moléculas en los estados líquido y sólido. En este tipo de fuerzas que se presentan entre las moléculas se han determinado 4 tipos de fuerzas. 1.- Orientación. 2.- Inducción. 3.- Dispersión. 4.- Repulsión

FUERZAS DE DISPERSIÓN: se denomina así a un cierto tipo de fuerza intermolecular muy débil.

FUERZAS INTERMOLECULARES: A diferencia de lo que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (Ion o dipolo permanente producen en una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas apolares).

FUERZA ION – DIPOLO Ó DIPOLO – DIPOLO INDUCIDO: Es cuando las moléculas e iones se atraen mutuamente; el polo negativo es atraído por los cationes; el positivo por los aniones. Es decir, una molécula polar, próxima a una no polar, induce a un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular dipolo – dipolo inducido.

FUSIÓN Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado SÓLIDO al LÍQUIDO, por aumento de la temperatura.

FUSIÓN NUCLEAR: Es la unión de dos núcleos ligeros, para producir uno más pesado. Dos Isótopos de Hidrógeno se unen formando un núcleo con dos protones y dos neutrones que corresponden a un átomo de Helio. Sin embargo esta reacción requiere de una alta energía de activación, para que los núcleos se acerque y se fundan en uno. Una vez comenzada la reacción, la energía liberada es enorme, del orden de 1700 GJ (Gigajoule).

GAS: estado de la materia en el cual las fuerzas de atracción entre partículas tienen libertad de movimiento y por eso los gases no tienen forma ni volumen propio. Los átomos y moléculas de un gas se encuentran en estado de movimiento continuo y repetidamente chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contiene. Estas colisiones con las paredes originan la presión del gas.

GASES, aunque no se puedan ver, constituyen una gran parte del ambiente, ya que ellos son los responsables de transmitir: sonidos, olores, etc. Los gases poseen propiedades extraordinarias, como por ejemplo: que se puede comprimir a solamente una fracción de su volumen inicial, pueden llenar cualquier contenedor, o que el volumen de una gas comparado con el mismo componente, sólido o líquido tiene una diferencia de casi 800 veces la proporción. Esto hace posible de que una cantidad n de un gas puede entrar en un contenedor cualquiera y que este gas llenaría el contenedor... A simple vista no se aprecian los gases, pero se sabe que están allí, y se puede saber qué propiedades tienen en ese lugar en específico, una variación en la temperatura al igual que un cambio en la presión alteraría los factores de un gas.

GASES NOBLES, RAROS O INERTES: Esta familia incluye al helio (he), neon (ne), argon (ar), cripton (kr), xenon (xe) y radon (rn). los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos (solos) que no tienden a participar en reacciones con otros elementos. Todos loa gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones (dos en el helio y ocho en todos los demás). esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. alrededor del 1 % de la atmósfera de la tierra es Argón, y los otros gases nobles están presentes en cantidades muy pequeñas. a excepción del helio, que se extrae de pozos de gas natural, estos elementos se separan del aire licuado. Durante la becada de 1890, el químico escoses sir William Ramsey y sus colaboradores, descubrieron la existencia de todos estos elementos excepto el helio y el radon. cunado Janssen, astrónomo, empleaba un espectroscopio par estudiar un eclipse de sol en 1868, observo una nueva línea en el espectro. se concluyo que el sol tenia un elemento aun no descubierto que mas tarde recibio el nombre de helio, derivado de la palabra griega helios, que significa el " sol". el primer descubrimiento de la presencia de helio en la tierra tuvo lugar en 1895, cuando ramsey encontró una muestra de mineral de uranio producía helio gaseoso. el radon es un gas radioactivo descubierto en 1900 por Friedrich Dorn, físico quien encontró que se producía este elemento durante la descomposición radioactiva del elemento radio. Debido a su baja densidad u naturaleza no inflamable, el helio se utiliza para inflar globos y dirigibles (zeppelines), y para mantener bajo presion el combustible líquido de los cohetes saturno. la propiedad que distingue a los gases nobles como grupo, es su calidad de "inertes". por ejemplo, el helio y el argon se emplean en la soldadura del arco y en procesos metalúrgicos, para evitar la reacción de los materiales con el oxigeno y el nitrógeno del aire. las bombillas de luz y los tubos fluorescentes se llenan con una mezcla de argon y nitrógeno, que provee una atmósfera inerte para prolongar la vida del filamento. el kriptón es mas costoso, pero se utiliza para aumentar la eficiencia y brillantes de ciertas bombillas de lámpara de mano y de aditamentos de destello electrónico que se emplea en fotografia. la brillante luz naranja-rojiza de los anuncios de neon se produce cuando se hace pasar una corriente electrica a travez de un tubo que contiene gas neon a baja presión. la naturaleza no reactiva de los gases nobles los hace muy valiosos. Dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Los ácidos y las bases son disoluciones acuosas que se caracterizan porque se disocian en iones hidrogeno, cuando son ácidos y en iones hidróxido cuando son bases. Los primeros tienen sabor agrio; reaccionan en los metales produciendo efervescencia y las bases son de sabor amargo, disuelven el azufre, se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites. Todas estas disoluciones tienen un uso común en las actividades diarias de los hogares, oficinas, industria, etcétera; se usan como limpiadores, blanqueadores y materia prima.

GEL: coloide liofìlico generalmente estable, pero que se puede inducir a coagularse parcialmente bajo ciertas condiciones (Ej. disminuyendo la temperatura). Esto produce un seudo sólido o una masa fácilmente deformable llamada gel, en la cual las partículas entrelazadas comprenden el medio disperso. Los geles se subdividen en elásticos (Ej. gelatina); y geles rígidos (Ej. gel de sílice)

GEOMETRÍA MOLECULAR Y REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS: La forma geométrica u organización tridimensional de los átomos de las moléculas tiene efecto sobre las propiedades físicas (densidad, punto de ebullición, punto de fusión, etc.) y propiedades químicas (tipo de reacciones, velocidad de reacción) de los compuestos. Los electrones de valencia enlazados y no enlazados de cada átomo se repelen entre si, produciendo que los átomos a los cuales están enlazados se mantengan separados. Las formas moleculares son tales que las repulsiones sean mínimas. El modelo de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) está basado en estos hechos: Las fuerzas de repulsión entre los pares de electrones enlazantes y pares no enlazantes siguen el siguiente orden, de mayor a menor:

Par no enlazante Par no enlazante Par enlazante
Vs. > Vs. > Vs.
par no enlazante par enlazante par enlazante

Los enlaces dobles y triples deben ser tratados como si fuesen enlaces simples.

Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, el modelo RPECV se puede aplicar a cualquiera de ellas.

Cuando las moléculas tienen enlaces polares, las formas geométricas tienen cargas positivas y negativas que tornan la molécula un dipolo, siendo la polaridad medida por el momento dipolar , siendo Q la cantidad de carga de cada polo en Coulomb y r la distancia entre las cargas en metros. Ejemplos:

El fluoruro de hidrógeno, HF El agua, H₂O

GLICERINA: (glicerol; 1, 2,3 propanotriol; CH₂ (OH) CH (OH) CH2 (OH). líquido viscoso incoloro que se obtiene como producto secundario de la manufactura del jabón por la reacción de grasas animales con NaOH. Se utiliza como solvente y plastificante.

GLUCOSA: (dextrosa, azúcar de uva; C₆H₁₂O₆) monosacárido que aparece extensamente en la naturaleza como D-glucosa. Aparece como unidades de glucosa en la sacarosa, almidón y celulosa. Es muy importante en el metabolismo ya que participa en el sistema de almacenamiento de energía y en el sistema de liberación de energía.

GRADILLA: Es una herramienta que se utiliza para sostener y almacenar tubos de ensayo. Generalmente son de madera. Tiene orificios en los cuales se colocan los tubos para que lo que contenga, no se derrame.

GRADO DE DISOCIACIÓN.

GRADUACIÓN: se entiende por graduación al número de partes en que se divide un entero. Aplicando este término al laboratorio se ejemplifica de la siguiente manera: para una pipeta de 1 ml de capacidad, graduación 1: 100 (se lee uno en cien), se entiende que el total de 1 ml está fraccionado en 100 partes iguales, cada una de las cuales representa 0,01 ml.

GRANALLAS DE CINC: ver cinc.

GRASA: es un término genérico para varias clases de lípidos, aunque generalmente se refiere a los acilglicéridos, ésteres en los que uno o varios ácidos grasos se unen a una molécula de glicerina. Las grasas están presentes en muchas formas de vida, y tienen funciones tanto estructurales como metabólicas. El tipo más común de grasa es el que tres ácidos grasos están unidos a la molécula de glicerina, recibiendo el nombre de triglicéridos. Los triglicéridos sólidos a temperatura ambiente son denominados grasas, mientras que los que son líquidos, también son conocidos como aceites. Los aceites son transformados en grasas artificialmente mediante hidrogenación para obtener mantecas o grasas hidrogenadas. Todas las grasas son insolubles en agua teniendo una densidad significativamente inferior (flotan en el agua). Tipos de grasas En función del grado de saturación de los ácidos grasos formantes de la grasa, se clasifican en: Grasas saturadas: formadas por ácidos grasos saturados. Ej. el tocino, el sebo, etcétera. Este tipo de grasas es sólida a temperatura ambiente. Son las grasas más perjudiciales para el organismo. Ej. La manteca. Grasas insaturadas: formadas por ácidos grasos insaturados como el oleico o el palmítico. Son líquidas a temperatura ambiente y comúnmente se les conoce como aceites. Ej. el aceite de oliva, de girasol, de maíz. Son las más beneficiosas para el cuerpo humano y son nutrientes esenciales ya que el organismo no puede fabricarlos y el único modo de conseguirlos es mediante ingestión directa. Grasas mono-insaturadas. Son las que aumentan el colesterol bueno (HDL) y bajan el colesterol malo (LDL). Se les encuentra en el aceite de oliva, el aguacate, y algunos frutos secos. Grasas poli-insaturadas (omegas). Estas no son tan benéficas como las mono-insaturadas —pero tampoco son tan dañinas como las saturadas. Se las encuentra en la mayoría de los frutos secos, semillas y pescado. Funciones de las grasas: Producción de energía, (1 g de grasa produce 9 kilocalorías de energía). Forman el tejido adiposo que protege a los mamíferos contra el frío. Sujetan y protegen órganos como el corazón y los riñones. En algunos animales, ayuda a hacerlos flotar en el agua.

Fórmula de la timiristina, un triglicérido

GRUPO: Conjunto de elementos ordenados en forma vertical en la Tabla Periódica. En cada grupo las propiedades son similares. La Tabla Periódica, consta de 18 grupos.

HELIO: (He): Z= 2 Descubierto por: William Ramsay. origen: del griego, “sol”.

HEMIPILA.

HIDRATOS DE CARBONO: Los hidratos de carbono son una clase básica de compuestos químicos. Son la forma biológica primaria de almacenamiento o consumo de energía; otras formas son las grasas y las proteínas. El término hidrato de carbono es poco apropiado, ya que estas moléculas no son átomos de carbono hidratados, es decir, enlazados a moléculas de agua, sino de átomos de carbono unidos a otros grupos funcionales químicos. Este nombre proviene de la nomenclatura química del siglo XIX, ya que las primeras sustancias aisladas respondían a la fórmula elemental Cn(H₂0)n (donde "n" es un entero=1,2,3... según el número de átomos). De aquí que el término "carbono-hidratado" se haya mantenido, si bien posteriormente se vio que otras moléculas con las mismas características químicas no se corresponden con esta fórmula.

HIDRÓGENO(H): Z= 1; Descubridor: Henry Cavendish; origen del elemento: engendrador de agua.

HIDRÓXIDO DE CALCIO (cal apagada; Ca (OH)₂: sólido blanco que se disuelve muy poco en agua para dar el álcali conocido como agua de cal. Se fabrica agregándole agua al óxido, proceso conocido como apagamiento. Si se excede en el agua, se forma lechada de cal. Se utiliza como base, para neutralizar ácidos y para recuperar amoníaco del licor amoniacal. También se utiliza para ablandar las aguas duras temporales.

HIDRÓXIDO DE SODIO:( Soda Cáustica NaOH). Es un sólido blanco, higroscópico (absorbe humedad del aire), que corroe la piel y se disuelve muy bien en el agua liberando una gran cantidad de calor. Generalmente se utiliza en forma sólida o en solución. Es uno de los principales compuestos químicos utilizados en la industria. Ej. en la fabricación de papel, en la industria del algodón , en la industria textil, y en la fabricación de jabón.

HIDRUROS METÁLICOS: Compuestos formados por hidrógeno y un metal. Se les nombra con la palabra genérica "hidruro" seguida del nombre del metal. EJEMPLO: Fórmula y Nombre: LiH hidruro de litio; NaH hidruro de sodio; AlH₃ hidruro de aluminio.

HIDRUROS NO METÁLICOS. Compuestos formados por hidrógeno y un no-metal. EJEMPLO: Fórmula Nombre: ClH cloruro de hidrógeno; BrH bromuro de hidrógeno, SH₂ sulfuro de hidrógeno. NH₃ amoniaco. PH₃ fosfamina

HIERRO (Fe): elemento de transición que se encuentra en óxidos (hematina y magnetita) y en carbonatos. Se utiliza como catalizador en la producción de amoníaco. Se corroe en el aire y la humedad para formar óxido de Fe (III)

HIPOCLORITO DE SODIO (lavandina NaClO): líquido incoloro de olor característico. Se utiliza como desinfectante – bactericida.

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

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

El orden lógico seguido fue: 1.- La masa de 1 litro de cualquier gas es la masa de todas las moléculas de ese gas. 2.- Un litro de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas de cualquier otro gas. 3.- Por lo tanto, un litro de un gas posee el doble de masa de un litro otro gas si cada molécula del primer gas pesa el doble de la molécula del segundo gas.

En general las masas relativas de las moléculas de todos los gases pueden determinarse pesando volúmenes equivalentes de los gases.

En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) [ P = 1 atm y T = 273 ºK ] un litro de H₂ pesa 0,09 g y un litro de O₂ pesa 1,43 g. Según la hipótesis de Avogadro ambos gases poseen la misma cantidad de moléculas. La proporción de los pesos entre ambos gases es: 1,43: 0,09 = 15,9 (aproximadamente) 16. La relación que existe entre una molécula de O₂ e H₂ es 16 a 1. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica están consideradas a partir de un volumen de 22,4 litros en CNPT.

IMANTACIÓN: método de separación de fases que se aplica a sistemas materiales heterogéneos, formados por dos sólidos, donde uno de ellos debe poseer propiedades magnéticas (Ej. azufre en polvo y limaduras de hierro). El proceso consiste en acercar un imán a la mezcla para atraer al Fe, y así separarlo del S en polvo.

INDICADOR: Es una sustancia que tiene la propiedad de cambiar de color, en presencia de otra, para determinar la acidez o basicidad de la última. Generalmente son agentes colorantes orgánicos.

INFORME: por lo general, todo informe consta de a) situación problemática; b) actividades realizadas (la descripción de las actividades debe ser breve, precisa, y clara. Redactar en tercera persona y tener en cuenta la sintaxis y la ortografía)

ION: Se llama así a la partícula atómica o molecular que tiene carga eléctrica neta. Es decir, los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

ISÓBAROS: se llama así a las líneas que unen puntos de igual presión. También cuando dos o más átomos tienen igual número de masa (A) pero distinto número atómico (Z).

ISÓMEROS: Se llaman isómeros a dos o más compuestos diferentes que tienen la misma fórmula molecular, pero diferente fórmula estructural, y diferentes propiedades físicas o químicas.

ISÓTOPOS: Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, el isótopo más común del H no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.

Hidrógeno Deuterio Tritio

Para referirse a un determinado isótopo, se escribe: ^AX_Z. X es el símbolo químico del elemento, Z es el número atómico, y A es el número de neutrones y protones combinados, llamado el número de masa o número másico.

Ejemplo, el hidrógeno ordinario se escribe ¹H₁, el deuterio es ²H₁, y el tritio es ³H₁.
No hay combinaciones preestablecidas de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables.
Los átomo inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran emitiendo radiaciones, en forma de partículas o de ondas electromagnéticas

KITASATO: El kitasato es un material de vidrio parecido al matraz pero con una tubuladura lateral. Sirve para realizar experimentos con respecto al agua, como: Destilación, etc.

Un kitasato, al que se le conectó un embudo Büchner.

LEVADURA: Se denomina levadura a cualquiera de los diversos hongos microscópicos unicelulares que son importantes por su capacidad para realizar la fermentación de hidratos de carbono, produciendo distintas sustancias. Aunque en algunos textos de botánica se considera que las levaduras "verdaderas" pertenecen sólo a la clase Ascomycota, desde una perspectiva microbiológica se ha denominado levadura a todos los hongos con predominio de una fase unicelular en su ciclo de vida, incluyendo a los hongos basidiomicetes. A veces suelen estar unidos entre sí formando cadenas. Producen enzimas capaces de descomponer diversos sustratos, principalmente los azúcares. Una de las levaduras más conocidas es la especie (Saccharomyces cerevisiae). Esta levadura tiene la facultad de crecer en forma anaerobia[cita requerida] realizando fermentación alcohólica. Por esta razón se emplea en muchos procesos de fermentación industrial, de forma similar a la levadura química, por ejemplo en la producción de cerveza, vino, hidromiel, pan, producción de antibióticos, etc. Las levaduras se reproducen asexualmente por gemación o brotación y sexualmente mediante ascosporas o basidioesporas. Durante la reproducción asexual, una nueva yema surge de la levadura padre cuando se dan las condiciones adecuadas, tras lo cual la yema se separa del padre al alcanzar un tamaño adulto. En condiciones de escasez de nutrientes las levaduras que son capaces de reproducirse sexualmente formarán ascosporas. Las levaduras que no son capaces de recorrer el ciclo sexual completo.

LEVADURA DE CERVEZA: es un fermento que procede de la descomposición del gluten contenido en la cebada; está constituido por un hongo, conocido con el nombre de Saccharomyces cerevisiae. Esta levadura es considerada el cultivo más antiguo realizado por el hombre que da nacimiento a la biotecnología y tiene gran importancia por su valor alimenticio intrínseco. La levadura cultivada se prepara en los laboratorios a fin de obtenerla pura, de manera que sólo contenga los mejores y más aptos microorganismos. Se entiende por levadura seca a aquella cultivada y separada del líquido nutritivo, sometida a prensado para quitarle el exceso de humedad. Por ser un producto natural, durante muchos años esta especie de levadura ha formado parte de la dieta del hombre, y es utilizada en muchos alimentos y bebidas fermentadas pues mejora el perfil nutricional de los mismos. Es un complemento rico en proteínas y vitaminas del grupo B ideal para suplementar dietas deficientes, siendo de fácil digestibilidad y rápida absorción por el organismo. La Levadura de Cerveza desecada virgen es un polvo que difiere de la utilizada en la panificación -la levadura prensada activa- cuya propiedad es fermentar carbohidratos con producción de CO₂ motivo por el cual su ingesta puede producir trastornos gastrointestinales. Posee proteínas de valor biológico medio con buena composición en aminoácidos. Contiene mayor cantidad de lisina que la soja y los porotos y es dos veces más rica que las proteínas contenidas en las semillas de oleaginosas; sólo es igualada por el huevo y la leche. Su contenido en treonina e isoleucina no es superado por ningún otro alimento vegetal. Sólo tiene niveles relativamente bajos de metionina y cisteina. La levadura de cerveza es elaborada especialmente para fines alimentarios y nutritivos, en forma natural, a partir de la "fermentación" aeróbica de la MELAZA de CAÑA DE AZUCAR, utilizando la más moderna metodología de control para su producción y realizando controles estrictos de calidad al producto terminado. No contiene agregado de azúcar, almidón, colorante, conservante, lactosa ni gluten. La levadura de uso alimenticio se considera como una materia prima, pues puede procesarse para mejorar su sabor y fortificarse para elevar su contenido en vitaminas y proteínas o en otros compuestos de interés dietético. El uso de las levaduras en la alimentación se halla además favorecido por su estabilidad (aunque se aconseja no alcanzar temperaturas mayores de 1OO º C, para evitar destruir ciertas vitaminas). Es compatible con una gran variedad de dietas y es fácil de incorporar en todo tipo de alimentos. Usos: Puede ser mezclada con todo tipo de alimentos, para enriquecer el valor nutricional y por sus características físicas se puede mezclar en cualquier proporción con: verduras deshidratadas en polvo, sopas y caldos, pastas y ensaladas (espolvoreada con queso rallado) jugos de frutas e infusiones. carnes picadas (hamburguesas caseras). alimentos para niños. leche líquida o en polvo, cacao, chocolate, yogur, cremas, azúcar, cereales, leche de soja, etc. cualquier tipo de alimento o dieta que necesite un suplemento extra de vitaminas (del grupo B), minerales y oligoelementos. vehículo de sabores para condimentos. agente espesante, texturizante y ligante de alimentos incorporación adicional de fibra dietaria.

LEVIGACIÓN: método de separación de fases, llamado también flotación.

LEY DE AVOGADRO: En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen igual número de moléculas. Avogadro era conocedor del trabajo de Gay-Lussac y particularmente de su descubrimiento de que el volumen de un gas aumenta con la temperatura en una proporción que es la misma para todos los gases (1ª ley de Gay-Lussac). Este resultado le sugirió que, si la composición de la molécula de la sustancia gaseosa no influía en la relación entre volumen y temperatura, dicha relación debería depender del número de moléculas existente; es decir, a igualdad de presión y temperatura el volumen de un gas debería ser proporcional al número de moléculas contenidas en él. Además, Avogadro especificó que las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas (H2, O2, Cl2, etc.). Esta idea entraba en conflicto con la sostenida erróneamente por Dalton, pero junto con la anterior, explicaba la ley de los volúmenes de combinación. De acuerdo con ella los resultados de las experiencias de Gay-Lussac representados por medio de ecuaciones químicas toman la forma:

2.H₂ _(g) + O_2(g)  2.H₂O_(g; N₂ + 3.H₂ 2.NH₃ ; Cl₂+ H₂  2.HCI

2.vol + 1.vol  2 .vol 1.vol + 3.vol  2.vol 1.vol + 1.vol  2.vol

También muestran por qué las proporciones en volumen corresponden a números sencillos. Empleando algunas ecuaciones de la física puede demostrarse que un mol de cualquier gas, es decir, 6,029.1023 moléculas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (0 °C y 1 atm de presión), ocupa un volumen de 22,4 litros. Esta cantidad recibe el nombre de volumen molar y permite expresar, sólo para sustancias gaseosas, una misma cantidad de sustancia en moles, su volumen correspondiente en litros o su masa en gramos.

LEY DE BOYLE – MARIOTTE: relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante: P_1. V₁ = P₂ . V₂

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA: La ley de conservación de la energía establece que el valor de la energía de un sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo. La conservación de la energía de un sistema está ligada al hecho de que las ecuaciones de evolución sean independientes del instante considerado. Dentro de los sistemas termodinámicos, una consecuencia de la ley de conservación de la energía es la llamada Primera ley de la termodinámica, que establece que, dada una cantidad de energía térmica ΔQ que fluye dentro de un sistema, debe aparecer como un incremento de la energía interna del sistema (ΔU) o como un trabajo (ΔW) efectuado por el sistema sobre sus alrededores:

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA: La masa ni se crea ni se destruye, sólo se transforma. Esto ocurre en todas las reacciones menores en las nucleares. Por lo que: “la suma de la masa y la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA: La conservación de la materia no es un hecho intuitivo (de hecho ciertos experimentos con niños revelan que el concepto de conservación se desarrolla tardíamente). Por ejemplo, cuando cocinamos arroz, parece que la cantidad de materia aumenta o disminuye. Lo mismo podemos pensar cuando engordamos o adelgazamos. Parece que la materia se crea cuando engordamos y desaparece cuando adelgazamos. Sin embargo, cuando la masa de un sistema crece es porque recibe aportes externos de materia, y cuando decrece es porque pierde partes de su materia, las cuales no se destruyen. Así pues, la masa de un sistema cerrado, que no pueda intercambiar nada con su ambiente, no puede aumentar o disminuir. Como hecho científico la idea de que la masa se conserva se remonta a Lavoisier, el científico francés considerado padre de la Química que midió cuidadosamente la masa de las sustancias antes y después de intervenir en una reacción química, y llegó a la conclusión de que la materia, medida por la masa, no se crea ni destruye, sino que sólo se transforma en el curso de las reacciones. Sus conclusiones se resumen en el siguiente enunciado: En una reacción química, la suma de las masas de los reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos. El mismo principio fue descubierto antes por Mijaíl Lomonosov, de manera que es a veces citado como ley de Lomonosov-Lavoisier, más o menos en los siguientes términos: La masa de un sistema de sustancias es constante, con independencia de los procesos internos que puedan afectarle. Sin embargo, tanto las teorías modernas como el mejoramiento de la precisión de las medidas han permitido establecer que la ley de Lomonosov-Lavoisier, se cumple sólo aproximadamente. La equivalencia entre masa y energía descubierta por Einstein obliga a rechazar la afirmación de que la masa convencional se conserva, porque masa y energía son ínter convertibles. De esta manera se puede afirmar que la masa relativística equivalente (el total de masa material y energía) se conserva, pero la masa en reposo puede cambiar, como ocurre en aquellos procesos relativísticos en que una parte de la materia se convierte en fotones. La conversión en reacciones nucleares de una parte de la materia en energía radiante, con disminución de la masa en reposo, se observa por ejemplo en la explosión de una bomba atómica, o detrás de la emisión constante de energía que realizan las estrellas. Éstas últimas pierden masa pesante mientras emiten radiación.

LEY DE CHARLES: sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del mismo.

* La temperatura se mide en kelvin (273 ºK = 0ºC)

LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos. Para ilustrar el significado de esta ley puede considerarse el caso de los óxidos de carbono; distintas experiencias de síntesis indican que es posible conseguir dos combinaciones diferentes de carbono y oxígeno. En una de ellas las masas de oxígeno y carbono que se combinan están en una relación de 4 a 3, es decir, O/C = 4/3; se trata del monóxido de carbono (CO). En la otra, dicha relación es de 8 a 3, O/C = 8/3; se trata en este caso del dióxido de carbono (CO2). Ambos cocientes representan la cantidad de oxígeno que se combina por unidad de masa de carbono para formar los óxidos. De acuerdo con la ley, tales cantidades guardan entre sí una relación entera sencilla: 8/3 ÷ 4/3 = 2.

LEY DE ENTROPÍA: La entropía del universo siempre aumenta y nada puede hacerse para evitarlo. Todo lo que existe pasa gradualmente de un estado ordenado a otro desordenado y de este estado desordenado no hay retorno. Se han utilizado muchos ejemplos para explicar esto. Uno de ellos señala que si se destapa un frasco de perfume y todo su contenido se evapora, para que vuelva a introducirse en el frasco tal como estaba, según la ley de las probabilidades, es de una en uno seguido de un millón de ceros... ¡más que la edad del universo! Esto significa, lisa y llanamente, que tal unión es imposible. La ley de entropía, concordada con las leyes de la química, postula que todo lo que se descompone tiene un porcentaje de probabilidad de que se vuelva a componer tan millonésimo que equivale lisa y llanamente a la imposibilidad. Todo el universo conocido, creado por el Absoluto, está regido por esta ley inexorable. Los seres encarnados gastamos energía, y al reponerla mediante la comida siempre gastamos más de lo que damos. Esto también sucede con las máquinas, que consumen más de lo que rinden.

LEY DE GAY-LUSSAC DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN: En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos. Así, dos volúmenes de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar uno de vapor de agua. Un volumen de cloro se combina con otro de hidrógeno para dar dos de cloruro de hidrógeno. Un volumen de nitrógeno se combina con tres de hidrógeno para dar dos de amoníaco. Los experimentos de Gay-Lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas reaccionantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en general, sumarse. La ley de Gay-Lussac enunciada en 1808 se limitaba a describir los resultados de los experimentos de un modo resumido, pero no los explicaba. La explicación a dicha ley sería efectuada tres años más tarde por el físico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856).

LEY DE GAY-LUSSAC: afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta:

* La temperatura se mide en kelvin (273 ºK = 0ºC)

LEY DE LOS GASES IDEALES: Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. La libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que las contiene. Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T).

LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O CONSTANTES: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida. Esta ley indica que la composición de una combinación es siempre la misma y que, por lo tanto, el porcentaje o proporción en la que intervienen los diferentes elementos es constante y característica de la sustancia compuesta considerada. Así en el amoníaco (NH3) la proporción en masa nitrógeno/hidrógeno es de 4,67:1 cualquiera que sea la muestra que se considere.

LEY DE RICHTER O DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS: Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.

Considerando los compuestos Cl2O y H2O las cantidades de cloro e hidrógeno que se combinan con 16,0 g de oxígeno son 72,0 y 2,0 g respectivamente. Lo que indica la ley de Richter es que cuando Cl y H se combinan para formar HCI lo hacen en la proporción de 72,0/2. Las leyes ponderales pueden interpretarse de una forma sencilla recurriendo a las fórmulas químicas, al concepto de masa atómica y al modelo atómico de Dalton que se esconde detrás de estos conceptos. Así la ley de Proust es consecuencia de que la composición en cuanto al tipo de átomos y a su número en una fórmula dada sea siempre la misma. La ley de Dalton refleja la existencia de las diferentes valencias químicas de un elemento que se traducen en subíndices definidos en las fórmulas de sus combinaciones con otro elemento dado. La ley de Richter puede considerarse como una consecuencia de la de Proust y de las propiedades aritméticas de las proporciones.

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

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

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

LEY UNIVERSAL DE LOS GASES: se deduce de las leyes de Boyle – Mariotte, Gay Lussac y de Charles,

LEYES TERMODINÁMICAS: Ley cero de la termodinámica o Principio Cero de la Termodinámica: A este principio se le llama "equilibrio térmico". Si dos sistemas A y B están a la misma temperatura, y B está a la misma temperatura que un tercer sistema C, entonces A y C están a la misma temperatura. Este concepto fundamental, aun siendo ampliamente aceptado, no fue formulado hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes. De ahí que recibe la posición 0. Segunda ley de la termodinámica:Esta ley indica las limitaciones existentes en las transformaciones energéticas. En un sistema aislado, es decir, que no intercambia materia ni energía con su entorno, la entropía ("desorden en un sistema") siempre habrá aumentado (nunca disminuido, como mucho se mantiene) desde que ésta se mide por primera vez hasta otra segunda vez en un momento distinto. Existen numerosos enunciados, destacándose también el de Carnot y el de Clausius: Enunciado de carnot: Nicolas Léonard Sadi Carnot en 1824 propuso : La potencia motriz del calor es independiente de los agentes que intervienen para realizarla; su cantidad se fija únicamente por la temperatura de los cuerpos entre los que se hace, en definitiva, el transporte calórico.

Enunciado de clausius:

Diagrama del ciclo de Carnot en función de la presión y el volumen.

En palabras de Sears es :" No es posible ningún proceso cuyo único resultado sea la extracción de calor de un recipiente a una cierta temperatura y la absorción de una cantidad igual de calor por un recipiente a temperatura más elevada".

Ambos enunciados son equivalentes y expresan una misma ley de la naturaleza.

Donde:

, rendimiento del ciclo de Carnot Carnot.

, temperaturas de la fuente fría (c) y caliente (h).

, rendimiento máximo.

LICUACIÓN o LICUEFACCIÓN: Cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado GASEOSO al LÍQUIDO, por aumento de presión.

LIPASA: es una enzima que se usa en el organismo para disgregar las grasas de los alimentos de manera que se puedan absorber. La lipasa se encuentra en la leche materna y, es idéntica a la enzima colesterol esterasa (o lipasa pancreática no específica), por lo que se supone que el origen es pancreático y llega a las glándulas mamarias a través de la circulación sanguínea. La lipasa gástrica, producida por las glándulas gástricas, reduce los triglicéridos presentes en la leche, a ácidos grasos y glicerol.

LÍQUIDO: es uno de los cinco estados de agregación de la materia. Un líquido es un fluido cuyo volumen es constante en CNPT y adquiere la forma del recipiente que lo contiene. Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad, generalmente se expanden cuando se incrementa su temperatura y se comprimen cuando se enfrían. Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad. Las moléculas en el estado líquido ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo. Las distancias intermoleculares son constantes dentro de un estrecho margen. Cuando un líquido sobrepasa su punto de ebullición cambia su estado a gaseoso, y cuando alcanza su punto de congelación cambia a sólido. Por medio de la destilación fraccionada, los líquidos pueden separarse de entre sí al evaporarse cada uno al alcanzar sus respectivos puntos de ebullición. La cohesión entre las moléculas de un líquido no es lo suficientemente fuerte por lo que las moléculas superficiales se pueden evaporar. Son sustancias en un estado de la materia intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos, pero están menos separadas que las de los gases. La densidad de los líquidos suele ser algo menor que la densidad de la misma sustancia en estado sólido. Algunas sustancias, como el agua, son más densas en estado líquido.

LITIO (Li): Z= 3. Descubierto por : Joan August Arfvedson. Origen: del griego lithion, piedra. Metal plateado, moderadamente liviano, que se obtiene por conversión al cloruro y electrólisis del cloruro fundido, o de soluciones de LiCl en piridina.

LLUVIA ÁCIDA: La lluvia ácida es un asunto de significativo interés ambiental y económico en el mundo. La lluvia ácida, es causada por emisiones de bióxido de S y de óxidos de N. Aunque existen fuentes naturales de estos gases, más del 90% del S y 95% de N lanzados a la atmósfera en la región oriental de América del Norte son de origen humano. Esos contaminantes primarios del aire provienen del uso del carbón en la producción de la electricidad, de la fundición y de la combustión en los automóviles. Una vez que se liberan en la atmósfera, pueden convertirse químicamente en contaminantes secundarios como el ácido nítrico y el ácido sulfúrico, los cuales se disuelven fácilmente en el agua. Las gotitas de agua ácida resultantes pueden ser transportadas a grandes distancias por los vientos, y caen a la Tierra como lluvia ácida, nieve o niebla. La lluvia ácida, no siempre es húmeda. Los ácidos pueden ser transformados químicamente en gas de SO2 o en sales nitrogenadas y sulfúricas. De esa manera los ácidos se depositan 'en seco', causando el mismo daño que cuando llegan a tierra disueltos en lluvia o nieve. La lluvia natural también es ácida porque las soluciones acuosas varían de acuerdo con su grado de acidez. Si el agua pura es definida como neutra, las soluciones de bicarbonato de sodio son básicas (alcalinas) y el amoníaco es muy básico (muy alcalino). En otra escala, hay grados ascendientes de acidez: la leche es ligeramente ácida, el vinagre es medianamente ácido y el jugo de limón es muy ácido. La lluvia ácida se forma gracias a reacciones como: CO₂ + H₂O <========> H₂CO₃

SO₂ + H₂O --------> H₂SO₃

2 SO₂ + O₂ --------> 2 SO₃

SO₃ + H₂O -------> H₂SO₄

Las reacciones químicas directas del N generalmente requieren altas temperaturas, debido a su poca reactividad química. Su reacción con el oxígeno puede efectuarse usando una descarga eléctrica de alto voltaje:

N₂ + O₂ -----> 2 NO. (Óxido nítrico, gas incoloro).

2 NO_(G) + O_2
(G) -----> 2 NO_2(G) . (Dióxido de N, gas café).

El dióxido de N existe en equilibrio con su dímero, el N₂O₄, que es un gas incoloro y se licua a 21.3ºC. NO_2
(G) <========> N₂O_4
(G).

El dióxido de N se descompone por la acción de la luz solar en óxido nítrico y oxígeno atómico (es muy reactivo).

NO_2
(G) + hv (radiación solar) -------> NO_(G) + O _(G).

El dióxido de N se combina con el agua produciendo ácido nítrico y óxido nítrico o ácido nítrico y ácido nitroso, según la cantidad de dióxido de N que reaccione con el agua:

3 NO_2
(G) + H₂O_(V) --------> 2 HNO_3(L) + NO_(G) .

2 NO₂ _(G) + H₂O_(V) ---------> HNO_3(L) + HNO_2
(L).

La lluvia ácida afecta a la salud humana fundamentalmente porque los seres humanos comen alimentos, beben agua y respiran aire que entró en contacto con la lluvia ácida. Estudios realizados en las principales ciudades del mundo, indican que existen lazos entre ese tipo de contaminación y los problemas respiratorios en estratos sensibles de la población, como los niños y los enfermos asmáticos.

La lluvia ácida puede incrementar los niveles de metales tóxicos tales como Al, Cu, y Hg depositados en los reservorios no tratados de agua potable. Con respecto a los ecosistemas acuáticos, las interacciones entre los organismos vivos y la química de sus habitantes acuáticos son extremadamente complejas. Si el número de ejemplares de una especie o de un grupo de especies cambia en respuesta a la acidificación, el ecosistema de todo el cuerpo de agua puede resultar afectado por la relación presa-depredador de la red de alimentación. Según aumenta la acidez, más especies de plantas y animales desaparecen. Con respecto a la vida de las plantas terrestres, tanto la vegetación natural como las cosechas pueden resultar afectadas de las siguientes maneras: .- Al alterar la capa cerosa protectora de las hojas, lo que baja la resistencia a la enfermedad. - Al inhibir la germinación de la planta y su reproducción. .- Acelerando la descomposición del suelo y la remoción de los nutrientes. Los efectos de la lluvia ácida en medios acuáticos (lagos, ríos, estanques) son más evidentes, toda vez que los organismos que en ellos habitan son más vulnerables a las variaciones de pH.

ORGANISMO	LÍMITE QUE SOPORTA (pH)
rana	4.0
trucha	5.0
iguana	5.1
mosca	5.5
lombriz	6.0

Los organismos adultos pueden ser mucho más resistentes a la acidez, no obstante, cuando los huevos o los jóvenes son afectados por ella, o cuando el alimento natural que los sostiene es abatido por la acidez, los adultos se debilitan o la población merma y puede llegar a desaparecer. Algunas de las especies químicas que hay en la atmósfera como el SO₂, NO, NO₂, CO, CO₂ , NH₃ , pueden interactuar con el vapor de agua del aire produciendo iones o ácidos que son los que forman la lluvia ácida. El agua pura tiene un pH = 7 a 25ºC y una presión de una atmósfera, se ioniza formando iones hidrógeno o protones y iones oxidrilo o hidroxilo, con una concentración cada uno de 10^-7 moles/L. El agua de lluvia es ligeramente ácida porque el agua y el dióxido de carbono del aire forman ácido carbónico y tiene un pH entre 5.7 y 7. En lugares contaminados por ácido sulfúrico y ácido nítrico el pH de esa lluvia varía entre 5 y 3. La lluvia ácida presenta un pH menor (más ácido) que la lluvia normal. Constituye un serio problema ambiental ocasionado principalmente por la contaminación de hidrocarburos fósiles. Estos contaminantes son liberados al quemar carbón y aceite cuando se usan como combustible para producir calor, calefacción o movimiento (nafta y gasoil). El humo del cigarrillo es una fuente secundaria de esta contaminación, formada principalmente por dióxido de azufre (SO₂) y óxidos de nitrógeno (NOx). Las erupciones volcánicas y los géiseres contribuyen con una pequeña cantidad de estos contaminantes a la atmósfera. La lluvia ácida se forma generalmente en las nubes altas donde el SO₂ y los NOx reaccionan con el agua y el oxígeno, formando una solución diluida de ácido sulfúrico y ácido nítrico. La radiación solar aumenta la velocidad de esta reacción.

SO₃+H₂O --> H₂SO₄

2NO₂+H₂0 --> HNO₃ + HNO₂

La lluvia, la nieve, la niebla y otras formas de precipitación arrastran estos contaminantes hacia las partes bajas de la atmósfera, depositándolos sobre las hojas de las plantas, los edificios, los monumentos y el suelo. A través del ciclo hidrológico, el agua se mueve en plantas y animales, ríos, lagos y océanos, evaporándose a la atmósfera y formando nubes que viajan empujadas por el viento, de tal suerte que si transportan contaminantes, éstos pueden alcanzar casi cualquier lugar sobre la superficie terrestre.

LUZ: La definición de la luz según Einstein a principios de siglo XX es: “La luz es radiación energética emitida en forma de “cuantos” denominados fotones, con contenidos energéticos diferente que corresponden a un valor y se propagan en forma individual”

La luz es una onda que se comporta de una manera muy particular, su reflexión, refracción y difracción sólo se puede explicar clasificándola como una onda electromagnética, con características tales como, longitud de onda, amplitud y frecuencia.

Biología del Sr. Paul

martes, 22 de mayo de 2012

diccionario de fundamentos de química I

CALORIMETRÍA: La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un instrumento llamado calorímetro.

CAPACIDAD CALORÍFICA: (calor específico) es la cantidad de energía, que una sustancia necesita para aumentar 1 ºC su temperatura. Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor.

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