diccionario de fundamentos de química II

M

MAGNALIO: Aleación de aluminio con 1,75 % de cobre y de 1 a 15 % de magnesio.

MAGNESIO (Mg): Z= 12. Descubierto por: Humphry Davy. Origen: Se obtuvo a partir de la magnesia. Es un metal blanco plateado semi dúctil. Es uno de los elementos químicos más importantes, tanto por su abundancia (es el octavo constituyente de la corteza terrestre, y el tercero de los que contiene el agua del mar en disolución) como por sus aplicaciones. Se halla presente en la dolomía, en el amianto, y como cloruros o sulfatos en el agua de mar.

MANGANESO(Mn): Z= 25. Descubierto por Johan Gottlieb Gahn. Origen: es el nombre del mineral donde fue encontrado

MASA (m): medida de la cantidad de materia en un cuerpo. La masa inercial de un cuerpo, está determinada por la tendencia a resistir cambios en su estado (de movimiento o de reposo)

MASA ATÓMICA: (ó masa atómica relativa) masa media de los átomos de un elemento relativa a la de otro elemento. En la actualidad se toma como masa de referencia a la masa del C de masa 12,00.

MASA ATÓMICA MEDIA: Tiene que ver con la suma ponderal de la masa de los distintos isótopos.

MASA ATÓMICA RELATIVA: Es la relación entre la masa de un elemento con respecto a la u.m.a.

MASA MOLAR: Se denomina masa molar a la masa que corresponde a un mol de una sustancia. Así, la masa molar de un átomo de H es la masa de un mol de átomos de H (1,0 g); y la masa molar de una molécula de H es la masa de un mol de moléculas de H (2,0 g).

MASA MOLECULAR RELATIVA: masa de una molécula relativa al átomo de C de masa 12,00. Se halla sumando las masas atómicas de los átomos de la fórmula. Ej. MM H₂SO₄ = 98 g

MASA Y ENERGIA: En 1789 Lavoisier escribía: «Debemos considerar como un axioma incontestable que en todas las operaciones del Arte y la Naturaleza, nada se crea; la misma cantidad de materia existe antes y después del experímento... y no ocurre otra cosa que cambios y modificaciones en la combinación de estos elementos. El principio de la conservación de la masa en las reacciones químicas ha sido puesto en duda en diferentes ocasiones desde que fuera formulado por Lavoisier, sin embargo, hasta la llegada de la teoría de la relatividad de Einstein en 1905 esa intuición vaga de algunos científicos no se vería materializada en un resultado positivo. De acuerdo con Einstein «si un cuerpo cede la energía E en forma de radiación, su masa disminuye en E/c2. La masa de un cuerpo es una medida de su contenido energético; si la energía cambia en E, la masa del cuerpo cambia en el mismo sentido en E/(3.108)2». Su famosa ecuación: E = m.c² siendo c = 3.108 m/s la velocidad de la luz, indica que en todo cambio de materia, y también en los procesos químicos, la absorción o la liberación de energía debe ir acompañada de un aumento o una disminución de la masa del sistema. Lo que sucede, sin embargo, es que debido a la enorme magnitud de la constante c2 las variaciones de energía que se producen en las reacciones químicas se corresponden con cambios de masa ínfimos que no pueden ser detectados ni por las balanzas analíticas más precisas. Se hace así buena la afirmación de Hans Landolt, uno de los químicos que pusieron a prueba la ley de Lavoisier, quien en 1909 afirmaba: «La prueba experimental de la ley de conservación de la masa puede considerarse completa. Si existe alguna desviación será menor de la milésima de gramo.» La ley de Lavoisier sigue, por tanto, siendo válida, al menos en términos prácticos, en el dominio de la química. En las reacciones nucleares, sin embargo, las energías liberadas son mayores y la ley de conservación de la masa se funde con la de conservación de la energía en un solo principio. La ley de Lavoisier generalizada con la importante aportación de Einstein, puede escribirse en la forma:

que indica que, en un sistema cerrado, la suma de las masas incrementada en el término equivalente de energía se mantiene constante.

MASA Y VOLUMEN EN LAS REACCIONES: La 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. Las proporciones en masa en las combinaciones químicas: El estudio de las cantidades en las que diferentes sustancias participan en una reacción química fue objeto de la atención de los primeros químicos. Junto con Lavoisier, Proust (1754-1826), Dalton (1766-1844) y Richter (1824-1898) enunciaron diferentes leyes que en conjunto se conocen como leyes ponderales o relativas al peso. La utilización del concepto de peso en química sería sustituida más adelante por el de masa, de modo que las leyes ponderales hacen referencia a las proporciones en masa características de las combinaciones químicas. Dichas leyes fueron enunciadas en su mayoría, antes de que se dispusiese de un modelo atómico sobre la constitución de la materia y contribuyeron notablemente a la formulación por Dalton de dicho modelo. La 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. La 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. La 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. Las proporciones en volumen en las combinaciones químicas: La importancia de la medida en el desarrollo de la química alcanzó también a los volúmenes de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. El químico francés Gay-Lussac estudió con detalle algunas reacciones químicas entre gases tales como la síntesis del vapor de agua y del amoníaco a partir de sus elementos correspondientes. En todos los casos las proporciones de los volúmenes de las sustancias guardaban una cierta regularidad que la expresó en forma de ley. La 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). La 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 (1.ª 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.H₂O_(g)  2.H_{2 (g)} + O_2(g)

2.vol  2.vol + 1.vol

2.NH₃  N₂ + 3.H₂

2.vol  1.vol + 3.vol

2.HCI  Cl₂ + H₂

2.vol  1.vol + 1.vol

y 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.

MATERIA: todo lo que ocupa lugar en el espacio y tiene masa. ESTRUCTURA: El estudio de los materiales y las transformaciones constituyen la ciencia química moderna. En los últimos años los químicos han transformado el mundo material, creando una gran cantidad de sustancias nuevas que van desde los plásticos hasta los antibióticos. No olvidar que detrás de las formas y las teorías se encuentra el mundo real. El mundo de la química estudia no sólo los materiales que componen la Tierra, sino el Universo, cosmos y todo.

PROPIEDADES EXTENSIVAS: son aquellas que varían junto con la cantidad de materia. Ej. longitud, peso, masa, volumen; PROPIEDADES INTENSIVAS: son las que no varían junto con la cantidad de materia. Ej. las organolépticas (olor, color, sabor), punto de ebullición, punto de fusión; densidad; peso específico; propiedades. MACROSCÓPICAS: las diferencias entre un gas y los otros dos estados es que precisamente el gas no posee ni forma ni volumen propio. El líquido si tiene volumen pero no tiene forma definida, y el sólido posee las dos. Otras propiedades macroscópicas son: la fluidez, la densidad, la dureza etc.

MATERIA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS: Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras. De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas. Las sustancias que participan en una reacción química y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos. La naturaleza es dinámica. Tanto la materia viva como la inerte sufren continuamente procesos de transformación, de los cuales los más importantes son los que afectan a su constitución. La formación de las rocas, la erosión química de las aguas, el nacimiento de una planta o la respiración de un mamífero son procesos observables que suponen cambios de unas sustancias en otras. Todos ellos, más allá de sus diferencias, tienen algo en común: implican transformaciones a escala molecular, que son las responsables de los cambios materiales observables a simple vista.

MATERIAL: A las diferentes clases de materiales se las denominan sustancias. A la Química le pertenece la determinación de la composición y estructura de los materiales y también los cambios que experimentan las sustancias. De ahí surge el concepto de reacción química, transformaciones químicas, que sería la transformación de una o más sustancias en una o varias sustancias diferentes.

MATERIALES VOLUMÉTRICOS: se clasifican en dos grandes grupos: a) por llenado o de volumen contenido. (contienen el volumen indicado en el recipiente cuando se lo llena hasta un nivel señalado, llamado enrase) Como ejemplo de fijo están los matraces aforados y como ejemplo de variable, las probetas graduadas; b) por escurrimiento, de volumen o escurrible (en estos se indica un volumen que libera o escurre cuando se lo vacía). Como ejemplo de volumen fijo, están las pipetas aforadas, y de volumen variable: las pipetas graduadas y las buretas.

Los recipientes de los materiales volumétricos pueden ser: a) aforados (solo permiten medir un cierto volumen de líquido, es decir un volumen fijo); b) graduados (puede medirse cualquier volumen entre un valor máximo y un valor mínimo, es decir, volumen variable)

MATRAZ AFORADO: Material de vidrio de precisión. Es un recipiente con forma de pera, fondo plano y un cuello largo y delgado. Se fabrica en vidrio de boro-silicato. Tiene una marca grabada alrededor del cuello que indica cierto volumen de líquido que es el contenido a una temperatura concreta (generalmente 20ºC).

La marca de graduación rodea todo el cuello de vidrio, por lo cual es fácil determinar con precisión cuándo el líquido llega hasta la marca. La forma correcta de medir volúmenes es llevar el líquido hasta que la parte inferior del menisco sea tangente a la marca. El hecho que el cuello del matraz sea estrecho es para aumentar la exactitud, de esta forma un cambio pequeño en el volumen se traduce en un aumento considerable de la altura del líquido.

Los matraces se presentan en volúmenes que van de 10 ml hasta 2 l. Su principal utilidad es preparar disoluciones de concentración conocida y exacta. El procedimiento usual de preparación de disoluciones es pesar la cantidad de soluto, verterlo en el matraz y agregar el disolvente hasta un volumen menor que su capacidad. Posteriormente, se disuelve bien el soluto y con la ayuda de una pipeta, se llena hasta la marca (operación conocida como "enrasar").

MECÁNICA CUÁNTICA: ver teoría cuántica

MECANISMOS DE REACCIÓN: descripción paso por paso de los hechos que ocurren en una reacción química. Se trata de un marco teórico que tiene que ver con la suerte de los electrones de enlace y que ilustra cuáles enlace se rompen y cuáles se forman.

MECHERO DE BUNSEN: es un instrumento utilizado para calentar muestras o reactivos químicos.

El quemador tiene una base pesada en la que se introduce el suministro de gas. De allí parte un tubo vertical por el que el gas fluye atravesando un pequeño agujero en el fondo de tubo. Algunas perforaciones en los laterales del tubo permiten la entrada de aire en el flujo de gas (gracias al efecto Venturi) proporcionando una mezcla inflamable a la salida de los gases en la parte superior del tubo donde se produce la combustión.

La cantidad de gas y por lo tanto de calor de la llama puede controlarse ajustando el tamaño del agujero en la base del tubo. Si se permite el paso de más aire para su mezcla con el gas la llama arde a mayor temperatura (apareciendo con un color azul).

Si los agujeros laterales están cerrados el gas solo se mezcla con el oxígeno atmosférico en el punto superior de la combustión ardiendo con menor eficacia y produciendo una llama de temperatura más fría y color amarillento.

MEDICIÓN –UNIDADES DE MEDIDAS: La observación de un fenómeno es en general, incompleta a menos que dé lugar a una información cuantitativa. Para obtener dicha información, se requiere la medición de una propiedad física. Así, la medición constituye una buena parte de la rutina diaria del físico experimental. La medición es la técnica por medio de la cual asignamos un número a una propiedad física, como resultado de una comparación de dicha propiedad con otra similar tomada como patrón, la cual se ha adoptado como unidad. Supongamos una habitación cuyo suelo está cubierto de baldosas, tal como se ve en la figura, tomando una baldosa como unidad, y contando el número de baldosas medimos la superficie de la habitación,  30 baldosas.  En la figura inferior, la medida de la misma superficie da una cantidad diferente 15 baldosas. La medida de una misma magnitud física (una superficie) da lugar a dos cantidades distintas debido a que se han empleado distintas unidades de medida. Este ejemplo, nos pone de manifiesto la necesidad de establecer una única unidad de medida para una magnitud dada, de modo que la información sea comprendida por todas las personas.

MENISCO: se llama así a la curvatura que exhibe la superficie de un líquido cuando está confinado en un tubo estrecho. La aturaleza de la curvatura depende de la mayor o menor fuerza de atracción mutua entre el líquido y el sólido. Puede ser cóncavo hacia arriba (Ej. agua) y cóncavo hacia abajo (Ej. Mercurio). Para la lectura correcta de volúmenes de líquido, debe leerse la base del menisco si se trata de un líquido transparente (agua). Si la solución es coloreada opaca, se consideran los extremos del menisco (los cuernitos). El ojo del observador, debe estar a la altura del menisco, (si está sobre o debajo, se comete error de paralaje)

MERCURIO: es un elemento químico de Z= 80. griego hydrargyros (hydros = agua y argyros = plata). Es un metal pesado plateado que a temperatura ambiente es un líquido inodoro. Es mal conductor del calor comparado con otros metales, aunque no es mal conductor de la electricidad. Se alea fácilmente con muchos otros metales como el oro o la plata produciendo amalgamas, menos con el Fe. Es insoluble en agua y soluble en ácido nítrico. Cuando aumenta su temperatura produce vapores tóxicos y corrosivos, más pesados que el aire. Es dañino por inhalación, ingestión y contacto. Producto muy irritante para la piel, ojos y vías respiratorias. Es incompatible con el ácido nítrico concentrado, el acetileno, el amoníaco, el cloro y los metales.Se utiliza en instrumentos de medición principalmente termómetros y tensiómetros, enchufes, rectificadores eléctricos, interruptores, lámparas fluorescentes y como catalizador. También es utilizado por los odontólogos como compuesto principal en los empastes de dientes. (en los países desarrollados es sustituido por el Bi de propiedades semejantes, pero menos tóxico)

METABOLISMO: es el conjunto de reacciones y procesos físico-químicos que ocurren en una célula. Estos complejos procesos interrelacionados son la base de la vida a nivel molecular, y permiten las diversas actividades de las células: crecer, reproducirse, mantener sus estructuras, responder a estímulos, etc. El metabolismo se divide en dos procesos conjugados: catabolismo y anabolismo. Las reacciones catabólicas liberan energía; Ej. la glucólisis, un proceso de degradación de compuestos como la glucosa, cuya reacción resulta en la liberación de la energía retenida en sus enlaces químicos. Las reacciones anabólicas, en cambio, utilizan esta energía liberada para recomponer enlaces químicos y construir componentes de las células como lo son las proteínas y los ácidos nucleicos. El anabolismo y el catabolismo son procesos acoplados que hacen al metabolismo en conjunto, puesto que cada uno depende del otro.

La economía que la actividad celular impone sobre sus recursos obliga a organizar estrictamente las reacciones químicas del metabolismo en vías o rutas metabólicas, donde un compuesto químico (sustrato) es transformado en otro (producto), y este a su vez funciona como sustrato para generar otro producto, siguiendo una secuencia de reacciones bajo la intervención de diferentes enzimas (generalmente una para cada sustrato-reacción). Las enzimas son cruciales en el metabolismo porque agilizan las reacciones físico-químicas, pues hacen que posibles reacciones termodinámicas deseadas pero "desfavorables", mediante un acoplamiento, resulten en reacciones favorables. Las enzimas también se comportan como factores reguladores de las vías metabólicas, modificando su funcionalidad — y por ende, la actividad completa de la vía metabólica — en respuesta al ambiente y necesidades de la célula, o según señales de otras células. El metabolismo de un organismo determina qué sustancias encontrará nutritivas y cuáles encontrará tóxicas. Ej. algunas procariotas utilizan sulfuro de hidrógeno como nutriente, pero este gas es venenoso para los animales. La velocidad del metabolismo, el rango metabólico, también influye en cuánto alimento va a requerir un organismo. Una característica del metabolismo es la similitud de las rutas metabólicas básicas incluso entre especies muy diferentes. Ej.: la secuencia de pasos químicos en una vía metabólica como el Ciclo de Krebs es universal entre células vivientes tan diversas como la bacteria unicelular Escherichia coli y organismos pluricelulares como el elefante. Esta estructura metabólica compartida es probablemente el resultado de la alta eficiencia de estas rutas, y de su temprana aparición en la historia evolutiva.

Esquema del adenosín trifosfato (ATP), una coenzima intermediaria en el metabolismo energético.

METALES: CARACTERÍSTICAS: Buenos conductores del calor y de la electricidad. Tienen un brillo característico “brillo metálico”. Son dúctiles y maleables (fáciles transformarlos en hijos y láminas). Todos son sólidos excepto el mercurio (Hg.).

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS O DE FRACCIONAMIENTO:.Para separar mezclas homogéneas, existen diversos métodos: destilación simple; destilación fraccionada; cromatografía; cristalización; diálisis.

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES Y DE FRACCIONAMIENTO: En a sistemas heterogéneos, muchas veces es necesario separar sus fases o porciones homogéneas y, a su vez, éstas en las sustancias (soluto y solvente) que los forman. Los métodos de separación de fases más importantes son: tamización, levigación, flotación, filtración, decantación, centrifugación, disolución, separación magnética, y la tría.

MEZCLAS: Las mezclas son sustancias que se forman cuando se unen elementos y compuestos. Sin embargo, esta unión no es en una proporción determinada sino variable. En la mezcla, la unión que se produce entre los componentes es física y no química. Por lo tanto, cada componente de la mezcla mantiene sus propiedades específicas. Son ejemplos de mezclas: Agua con tierra. Leche con café. Vinagre con aceite. La tierra y la mayor parte de las rocas, los animales, las plantas, el carbón, el petróleo, el aire el gas, los ríos, los lagos y los mares son ejemplos visibles de lo que se entiende por mezcla. Las mezclas pueden clasificarse en dos grupos: mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas. Mezclas Homogéneas: Son aquellas en las cuales sus componentes no se pueden visualizar a simple vista. Ej. el aire atmosférico. En él encontramos elementos y compuestos en una relación variable, ya que las condiciones pueden modificarse, pero esta mezcla sigue siendo aire. El aire está formado por la unión de varios gases como son: Oxígeno, Nitrógeno, Anhídrido carbónico, vapor de agua y Ozono. Además, tiene otros componentes como el polvo, humo, cenizas, partículas contaminantes y gases inertes (Ar, Ne, He, etc.). También son mezclas homogéneas el gas licuado y la leche. Mezclas Heterogéneas: Son aquellas en las cuales sus componentes pueden ser observados a simple vista. Ej. al unir harina con limadura de hierro, se forma una mezcla heterogénea, ya que a pesar de la unión o mezcla de los componentes, la harina y la limadura son completamente identificables. Otro ejemplo clásico es unir agua con aceite, donde el agua y el aceite se separan formando 2 fases. El aceite queda arriba y el agua abajo.

MEZCLAS GROSERAS: En el método de clasificación de la materia que se basa en la composición. Se considera que una muestra dada de material puede ser una sustancia pura o una mezcla. El termino sustancia pura se refiere a un material cuyas partes tienen la misma composición y que tiene un conjunto exclusivo y definido de propiedades. En contraste, una mezcla consta de una o mas sustancias y tiene una composición arbitraria. Las propiedades de la mezcla no son características, sino que dependen de su composición. Cuando se dispersan íntimamente varias sustancias que no reaccionan entre si, se obtienen tres tipos de mezcla: A) groseras como una sal y azúcar. B) coloidal, como una arcilla fina que se agita en agua. C) una solución verdadera, que se obtienen cuando una sustancia como el azúcar se disuelve en agua. En el caso a), las partículas individuales, son discernibles fácilmente y separables por algún procedimiento mecánico, en el caso b) , aunque las partículas son mucho mas finas y la heterogeneidad no es tan clara, la dispersión, sin embargo no es homogénea. Por otra parte en el caso c), los constituyentes no pueden separarse por procedimientos mecánicos y cada parte de la solución es idéntica a otra; es decir, una solución verdadera constituye una fase homogénea. El término homogéneo indica que el sistema contiene límites físicos y propiedades intensivas las que son independientes de la cantidad de material, como la concentración, la densidad y la temperatura. Las soluciones carecen de composición definida, sin embargo, para la mayoría de las soluciones hay cierto límite de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente a una temperatura dada. Conviene referirse a la sustancia que se disuelve como al soluto, y aquella en la que tiene lugar la solución como al solvente. En la solubilidad de sólidos en líquidos, cuando estos se encuentran en gran exceso con relación a los primeros, no existe ambigüedad en estos términos, es decir, el sólido es el soluto y el líquido es el solvente. Pero, cuando se trata con solubilidades de líquidos, como acetonas en agua o dioxano en agua, que se disuelve entre si en cualquier proporción, es difícil diferenciar al soluto del solvente. Estos términos se usan cuando hay ambigüedad de significados. Una solución que contiene a una temperatura dada tanto soluto como puede disolver se dice que es saturada, cualquier solución que tiene una cantidad mayor se llama sobresaturada, este ultimo tipo de solución existe únicamente en deficiencia de solvente y es sumamente inestable, pues la simple agitación de una diminuta cantidad de soluto basta siempre para provocar la precipitación del exceso de este. Para conocer el estado de una solución con respecto a la saturación, basta agregar a aquella un poco de soluto, si este se disuelve más, y hay precipitación, la solución original estaba sobresaturada. La solubilidad depende de la temperatura la mayoría de los sólidos se disuelve mas en líquidos a altas que a bajas temperaturas, mientras que los gases se disuelven mas en líquidos fríos que en calientes. El estudio de las soluciones es de gran importancia debido a que casi todos los procedimientos químicos y biológicos interesantes y utilices tienen lugar en soluciones liquidas. En general, una solución se define como una mezcla homogénea de dos o mas componentes que forman una sola fase. En todo estudio cuantitativo de las soluciones es necesario saber la cantidad de soluto disuelto en un solvente o la concentración de la solución. La forma de expresar la concentración de una solución quedara determinada por el empleo que se de a la

misma. La concentración de una solución se puede expresar de la siguiente manera: A) la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución, B) la cantidad de soluto por cantidad unitaria de disolvente. El primero de estos métodos encuentra su mayor aplicación en los procedimientos analíticos, donde el volumen de una solución normal es el factor esencial de los cálculos y los procedimientos experimentales. En fisicoquímica, sin embargo suelen ser mas conveniente expresar las concentraciones en función de la cantidad de soluto por cantidad unitaria de disolvente.

MEZCLA Y COMBINACIÓN: Dos o más sustancias que forman un sistema en el cual no hay enlaces químicos entre las dos. En mezclas homogéneas, las moléculas de las sustancias están mezcladas y solamente hay una fase. En mezclas heterogéneas (como la pólvora y ciertas aleaciones) se distinguen diferentes fases. Las mezclas difieren de las combinaciones por: 1.- Las propiedades químicas de los componentes de una mezcla, son las mismas que aquellas de las sustancias puras. 2.- La mezcla se puede separar por medios físicos (Ej. destilación o cristalización) o mecánicamente (imantación, tamización, etc.) 3.- La proporción de los componentes es variable. Algunas mezclas (Ej. las soluciones) solamente varían en sus proporciones dentro de ciertos límites. Resumiendo, en una combinación, las propiedades de los compuestos obtenidos, difieren de las de las sustancias que los generaron. (Ej. las propiedades del Mg y las del O, son diferentes a las propiedades del óxido de Mg.)

MODELO ATÓMICO ACTUAL: Los principios básicos del modelo actual son:  La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.  Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo con su contenido energético.  La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del átomo.  La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia. Este modelo fue ideado por Erwin Schödinger, y lo llamo “ecuación de Onda”. Es una formula matemática que considera todos los aspectos anteriores. La resolución de esta ecuación es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. Al área en donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se llama orbital. La función de onda depende de los valores de tres variables que reciben el nombre de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, define una función específica para un electrón.  

MODELO ATÓMICO DE BOHR: En 1913 el físico Danés, Niels Böhr, encontró algo en común entre la luz y el átomo, esto es el fotón. El modelo propuesto por Böhr coincide en algunas cosas con el modelo de Rutherford, ya que Böhr, admite la presencia de un núcleo de carga positiva que contiene prácticamente todo la masa del átomo. En el núcleo se encuentran presentes protones y neutrones.

Los electrones, que son partículas subatómicas de carga negativa se mueven alrededor del núcleo en distintos niveles de energía. A estos niveles de energía los llamo estados estacionarios y les asigno un número entero positivo, partiendo desde el nivel mas cerca del núcleo al que le asigno el Nº 1 y así sucesivamente. Mientras mas lejos esté el nivel electrónico, más grande es el numero. Siempre que el electrón se mantenga en la orbita que le corresponde, no gana ni pierde energía. Si un e- se mueve de un nivel a otro, capta o libera energía en forma de fotones. Esto sucede por la diferencia de energía que hay entre cada nivel. A medida que el nivel esta más lejos del núcleo su cantidad de enegía es mayor, sin embargo la diferencia de energía entre los niveles va disminuyendo, por lo tanto las transiciones de electrones entre un nivel y otro se producen mas fácilmente. Por estas conclusiones publicadas a mediados de siglo XX se pueden entender y explicar cómo puede reconocerse un elemento químico a través de su espectro de luz. El número de electrones de cada elemento en su estado natural es siempre el mismo ya que corresponde a su número atómico. Estos electrones esta distribuidos en distintos niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso, mientras los electrones reciben suficiente energía para pasar de un nivel a otro, cuando el electrón se devuelve a su nivel energético original la cantidad de energía absorbida previamente al pasar a un nivel energético mayor es liberada en forma de luz, esta luz al ser difractada produce un espectro especifico para ese elemento. Lo que permite que esta luz se vea en forma continua. es lo rápido y frecuente del proceso. Esto se puede lograr al calentar el elemento, ya que los electrones pueden absorber la energía calórica y por lo tanto que los cambios de niveles ocurran con mayor rapidez. La ionización de un gas ocurre cuando éste absorbe la energía, ya que los saltos de los electrones se van haciendo cada vez más largos y por lo tanto se colocan en orbitas mas alejadas del núcleo, hasta que salen del campo de atracción del núcleo y los electrones salen del área atómica produciendo iones. El modelo de Bohr se define con los siguientes postulados: • Los electrones giran alrededor del núcleo a una distancia fija describiendo órbitas circulares, que se denominan también niveles. A cada nivel le corresponde un valor fijo de energía. • Al girar los electrones en sus órbitas no emiten ni consumen energía. • Si el átomo recibe desde el exterior un aporte de energía de cualquier clase, el electrón absorbe energía. Si esto ocurre el electrón pasa a alojarse a órbitas más alejadas del núcleo que tienen mayor energía (el átomo está en un estado excitado). • El electrón vuelve a su nivel estacionario original y emite una cantidad de energía equivalente a la que absorbió para subir de nivel. La energía se emite como luz.

MODELO ATÓMICO DE DALTON:  Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos: La materia está formada por partículas muy pequeñas para ser vistas, llamadas átomos. Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el peso. Diferentes elementos están formados por diferentes átomos. Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple. Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones químicas. En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples. La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento. A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas.  Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.  Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca de la misma. Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton: Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa. Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números pequeños enteros. 

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD: Lo más relevante de este modelo es que contiene un núcleo atómico, que se encuentra en el centro del átomo, conteniendo prácticamente toda la masa atómica y las cargas positivas, es decir los protones. El átomo se encuentra neutro debido a que la carga positiva total del átomo contenido en el núcleo, es equivalente a la carga negativa de los electrones que se encuentras en la corona. Cuando los electrones salen del átomo dejan la estructura con carga positiva, esto explicaría los diferentes rayos luminosos. Según Rutherford, el átomo es una estructura estable que tiene una fuerza centrífuga que es igualada por al fuerza de atracción ejercida por el núcleo, que hace que los electrones que giran alrededor del núcleo se mantengan en su orbita. A este modelo también se lo llama modelo planetario debido a que tiene un parecido con los planetas y el Sol. La limitación de este modelo que fue encontrada por los físicos es que una carga negativa que se mueve alrededor de una carga positiva debe (según las leyes de electromagnetismo clásico) emitir energía y por ende se acercaría cada vez más al núcleo en un movimiento de espiral hasta chocar con él.  Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford: El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva. El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo. La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona. Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos). El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita. El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor. En la región 7.5x10¹⁴ hasta 4.3x10^-14 , se encuentra el espectro visible, con los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo. Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas. En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en numerosos procesos químicos.  = Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo).  C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg.)  = Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON: Thomson para explicar la formación de iones, tanto negativos como positivos, y la presencia de electrones dentro de la estructura atómica, construyó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva con pequeñas partículas negativas, electrones, suspendidas en ella. El número de cargas positivas era suficiente para neutralizar las cargas positivas. Si el átomo perdía un electrón entonces quedaría positivo, y si ganaba uno entonces la estructura quedaría negativa. De esta forma explico la formación de iones pero no se explicaba la existencia de otras radiaciones. Thomson pensó que la pequeña fracción de electrones presentes en el átomo, eran responsables de una pequeña fracción de la masa del átomo. Este modelo es también llamado budín, debido a que tiene un gran parecido con el postre Inglés.

MODELO ATOMICO: EVOLUCIÓN HISTÓRICA: La historia del modelo atómico comienza muchos siglos atrás, incluso antes de Cristo, en el siglo V , los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida en tantas partículas hasta llegar a un punto en que ya no se pudiera dividir mas, es decir que fuera indivisible. Es así como Demócrito hace una teoría en la que afirma que la materia esta compuesta de partículas indivisibles, a estas partículas las llamo átomos. La palabra átomo en griego significa indivisible.

Empédocles, otro filósofo griego, que no creía en dicha teoría y postulaba la idea de que la materia estaba constituida por 4 elementos que se combinaban entre sí. Según él, la vida sólo era posible donde había humedad: una flor sin agua se muere; siendo así su primer elemento el agua. Pero llego al razonamiento de que el agua no es sólida, sino que se escapa de las manos. Una montaña no puede estar formada de agua y necesita, por tanto, otro elemento que le dé consistencia, solidez. La tierra fue el segundo elemento del que habló, pues, según el, daba consistencia al agua. Sin embargo, el barro que resultaba de esta mezcla de estos era muy blando. Por lo cual creyó que quien le daba dureza era un tercer elemento, el aire, pues seca o evapora el agua que contienen las cosas. Por último, consideró el fuego como 4º elemento. Posteriormente transcurre un período en la historia de la Química, donde la principal preocupación es tratar de convertir los metales conocidos en oro. A los científicos encargados de estos procesos se les llamaba alquimistas. Nunca se pudo lograr el objetivo de estos científicos. Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus componentes más básicos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno En 1803 el químico ingles John Dalton, realiza y propone una nueva teoría sobre los componentes de la materia. Dalton divide la materia en dos grandes grupos; los elementos y los compuestos. Los elementos estarían formados por unidades fundamentales a las que identifico como átomos (en honor a Demócrito). Los compuestos estarían formados por moléculas que se forman por la unión de átomos bajo las leyes de Proporciones Definidas y Múltiples. Sin embargo la teoría de Dalton seguía considerando los átomos como partículas indivisibles al igual que Demócrito. Además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Que explica que cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones. Gracias a que Dalton enunciará su teoría a mediados del siglo XIX, se desencadeno una serie de sucesos que introdujeron las modificaciones posteriores del modelo atómico inicial. Hacia finales del siglo XIX se descubrió que el átomo es una partícula divisible, ya que consta de tres partículas elementales, protones, neutrones y electrones. Los primeros en ser descubiertos fueron los electrones en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson. Luego de ser descubiertos Hantaro Nagaoka propone una teoría en la cual afirma que los electrones giran en orbitas alrededor de un cuerpo cargado positivamente, igualmente como lo hacen los planetas alrededor del Sol. Los protones fueron descubiertos al igual que el núcleo del átomo en 1911 por Ernest Rutherford. Los últimos en ser descubiertos fueron los neutrones en 1933 por James Chadwick (Gran Bretaña). Siempre existió una gran curiosidad por el tamaño del átomo y esto es algo que atrajo a muchos científicos durante un largo periodo pero por falta de materiales o instrumentos para realizar experimentos que pudieran medir esto muchos se quedaron con la duda. Luego a medida que la ciencia fue evolucionando se hicieron distintos experimentos que dieron respuesta a esta inquietud. El átomo más ligero, el de H, tiene un diámetro aproximado 10^-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10^-27 Kg. (la fracción de un kgr representada por 1,7 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

MODELO ATÓMICO MODERNO: El modelo actual sostiene básicamente que los electrones no ocupan una órbita a distancia fija, sino que hay probabilidad de encontrarlos dentro de una determinada región del espacio que rodea al núcleo llamada orbital.

MODELOS ATOMICOS MAS SIGNIFICATIVOS. LINEA HISTORICA

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s V Demócrito. 1803 J. Dalton. 1897 Sir J. Thomson. 1911 E. Rutherford. 1926 N. Bohr. 1933 J. Chadwick.

MOL: La cantidad de sustancia de un sistema el cual contiene tantos entes elementales como átomos en 0,012 kg de ¹²C. Cuando se usan moles, la entidad elemental debe especificarse y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de tales partículas.

MOLALIDAD (m): Unidad química de concentración. Concentración de una solución en moles de soluto por 1000 g de solvente

MOLARIDAD (M): Unidad química de concentración. Concentración de una solución en moles de soluto por litro de solución.

MOLARIDAD/SOLUCIÓN MOLAR: Los químicos prefieren expresar la concentración de las soluciones en lo que denominan molaridad porque con ella disponen de término fijo de comparación. Un mol, o molécula-gramo, es el peso molecular de una substancia expresado en gramos. Una solución molar tiene la concentración de un mol de soluto por litro. Así pues, una solución 0,8 molar de sal común (cloruro sódico) contiene el mismo número de moléculas que una solución 0,8 molar de, pongamos por caso, perclorato de litio, pero como el peso molecular del cloruro de sodio es inferior al del perclorato de litio, la primera de las soluciones contiene el 4,7% de sólidos en peso mientras que este porcentaje se eleva al 10,0 para la segunda, lo que no impide que ambas tengan la misma salinidad y en ambas haya el mismo número de moléculas.

MOLÉCULA: Se conoce como molécula a la unión de átomos no metálicos los cuales por tener cantidad de electrones exteriores muy cercana al octeto, tienen una alta electronegatividad por lo tanto tienden a atraer electrones (a diferencia de los metales que tienden a perderlos) por lo tanto, si se encuentran con otro átomo no metálico compartirán pares de electrones hasta ambos llegar a los 8 electrones exteriores. Éste tipo de unión se llama COVALENTE y es la más fuerte de las conocidas (superior a la fuerza de atracción metálica, iónica, polar, etc.) Por ejemplo, el material más duro y resistente de la naturaleza, el diamante, es una red de átomos de carbono unidos entre sí por uniones covalentes. Para llegar a romper esas uniones se necesita elevar la sustancia a aprox. 6273º K

MORTERO CON PILON: Suelen ser de porcelana. Se utilizan para disgregar sustancias, mediante la presión ejercida con el pilón del mortero.

MUFLA: es un instrumento que se utiliza para la calcinación de sustancias por calentamiento a altas temperaturas (1.000° - 1.500°C)

N

NEÓN(Ne): Z= 10. Descubierto por: William Ramsay. Origen: del griego neos, nuevo.

NEUTRALIZACIÓN: reacción de un ácido y una base para producir una solución neutra, es decir una solución que no tiene ni carácter ácido ni básico. Mediante esta reacción se forman sales.

NEUTRÓN: Es una partícula elemental eléctricamente neutra  y masa ligeramente superior a la del protón, que se encuentra en el núcleo de los átomos de todos los elementos.

NÍQUEL (Ni): Z= 28. Descubierto por Axel Fredrick Cronstedt; Origen: fue obtenido de un mineral llamado kupfernickel (el diablo del cobre).

NITRATO DE AMONIO: (nitrato amónico NH₄NO₃) sólido cristalino. Se uso en explosivos, fuegos artificiales, también para fertilizantes. Se trata de un compuesto incoloro e higroscópico, altamente soluble en el agua. Se obtiene por neutralización de ácido nítrico con amoníaco: NH₃ + HNO₃ -> NH₄NO₃. Se utiliza sobre todo como fertilizante debido a su buen contenido en nitrógeno. El nitrato es aprovechado directamente por las plantas mientras que el amonio es oxidado por los microorganismos presentes en el suelo a nitrito o nitrato y sirve de abono de más larga duración.

NITRATO DE POTASIO: (Nitrato Potásico KNO₃) es un sólido cristalino ortorrómbico incoloro, soluble en agua, a 25ºC. Ocasionalmente se presenta en la naturaleza en estado puro en depósitos de sales, pero normalmente se encuentra en forma de sales mixtas, (combinado con nitratos de calcio, magnesio y sodio).

NITRATO DE SODIO (nitrato de Chile; NaNO₃): sólido blanco que se forma por la neutralización del ácido nítrico con carbonato de sodio (Na₂CO₃) o hidróxido de sodio (NaOH). Aparece en grandes cantidades en minas de Sudamérica. Es muy soluble en agua y sus cristales son incoloros. Por acción del calor se descompone formando nitrito de sodio (NaNO₂) y O₂. Se utiliza como fertilizante y como fuente de ácido nítrico y nitratos.

NITRÓGENO(N): Z= 7. Descubierto por : Daniel Rutherford. Origen: primero fue denominado azoe por las palabras griegas a= privado, y zoe= carente de vida. Luego fue sustituido por nitrógeno, por el mineral con el que se prepara.

NIVELES DE ENERGÍA: una de las energías discretas que pueden tener un átomo o una molécula de acuerdo con la teoría cuántica. En un átomo hay ciertos estados definidos en los cuales pueden estar los e^- que corresponden a los niveles de energía electrónica del átomo. De igual manera una molécula en vibración o en rotación puede tener niveles discretos de energía vibracional o rotacional.

NOMENCLATURA: Nomenclatura es una palabra que significa NOMBRE. En química es necesario la utilización de nombres para poder reconocer todas las sustancias. Por esta razón es que cada sustancia (ya sea un elemento o un compuesto) va a tener su propio nombre y NO HABRA otra sustancia que posea ese nombre. Por ello es que existe una organización destinada ha abordar este tipo de tareas, es decir, identificar cada sustancia con un nombre y que al hacerlo NO QUEPA DUDA de que se trata de esa sustancia en TODO EL MUNDO. Esta organización es la IUPAC (The International Unión of Pure and Applied Chemistry). No obstante esto hay muchas sustancias que presentan varios nombres por una cuestión histórica. Por ejemplo; lo que ahora se conoce como óxido de cobre (II), antes se lo conocía como óxido cúprico. Aún así estas dos formas de nombrarlo son correctas, por más que la IUPAC disponga que se llame de la primera forma. Otras de las cosas de las cuales se ocupa esta organización es de unificar los criterios a la hora de escribir las fórmulas químicas de los elementos y los compuestos. Por ejemplo, antes la sal de mesa cloruro de sodio se escribía en símbolos de la siguiente manera: ClNa, ahora, a causa de lo dispuesto por la IUPAC se debe escribir NaCl.

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS: Lavoisier propuso que el nombre de un compuesto debía describir su composición, y es esta norma la que se aplica en los sistemas de nomenclatura química. Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, distinguiéndose así. (1) los compuesto binarios y (2) los compuestos ternarios.

NO METALES CARACTERÍSTICAS: Son malos conductores del calor y la electricidad. No tienen brillo. En estado sólido son frágiles. Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. A los que están próximos a la línea que los divide se les llama metaloides.

NORMALIDAD (N): Unidad química de  concentración. Concentración de una solución en Nº de equivalentes gramo de soluto por litro de solución.

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO: Cuando se trabaja en un laboratorio existe el peligro potencial de un ACCIDENTE, en virtud de las sustancias y elementos que se utilizan, y la posibilidad de cometer algún error al realizar un experimento. sustancia peligrosa  +  error humano = accidente Por eso, cuando se trabaja en el laboratorio, deben tenerse presente una serie de reglas, normas o consejos que disminuyen y en algunos casos logran evitar los accidentes..- el lugar de trabajo debe estar en orden.-.- Seguir todas las indicaciones dadas por el Profesor o en la guía de trabajo.- .- Estudiar cada experiencia antes de clase. Se ahorra tiempo y se evitan errores y accidentes. .- El laboratorio es un lugar para trabajar con seriedad. - Evitar los desplazamientos bruscos e innecesarios.- .- Mantener silencio, hablar en voz baja y solo lo necesario. -.- Comunicar los accidentes al profesor o ayudante de laboratorio.- Trabajar con precaución. Avisar al profesor o ayudante de laboratorio cualquier anormalidad. - .- Al calentar un tubo de ensayos, no mirar al interior del tubo durante el calentamiento, ni apuntar la boca del tubo de ensayo hacia. otra persona..- .- Para percibir el olor de las sustancias gaseosas, mueva lentamente la mano sobre la boca del recipiente y aspire con precaución.-  - Mantener las sustancias inflamables lejos de las llamas de los mecheros, y no calentarlas a fuego directo.- En la preparación de ácidos diluidos, nunca agregue agua sobre un ácido. (No dar de beber al ácido)- Los productos deben mezclarse en pequeñas cantidades y despacio..- Tira los residuos sólidos al basurero, no en las bachas..- No comer, ni beber en el laboratorio.- Colocar los aparatos y reactivos lejos del borde de la mesada. .- Trabajar siempre en ambiente bien ventilado..- No usar aros, cadenas colgantes ni pulseras y recogerse el cabello. Los zapatos deben ser cerrados y con suela de goma. .- Al armar un equipo, vigilarlo constantemente. No dejar funcionando.- No pipetear nunca líquidos corrosivos o venenosos. (Usar pro pipeta).- Contar con un botiquín que tenga lo mínimo necesario para primeros auxilios. .- Conocer los pasos a seguir en cada caso de accidente, y terminar siempre con la intervención de un profesional de la medicina. .- Ante el contacto de sustancias corrosivas con piel y/u ojos, lavar inmediatamente con abundante agua, durante por lo menos 10´.- - Al finalizar el trabajo práctico, dejar limpio y seco el material y el laboratorio.

NOTACIÓN CIENTÍFICA: Es frecuente encontrarse con números muy grandes. Por eso suele recurrirse a lo que se denomina “notación científica” o “exponencial”. Se recurre generalmente a escribir los números como potencias de base 10. Debe considerarse también la denominada cifra significativa. Ej. 10.000. = 1 x 10⁴; 0, 0000012 = 1,2 x 10 ^-6

NÚCLEO: Región central de un átomo donde se encuentra concentrada casi toda la masa del mismo. Está formado por protones y neutrones, a excepción del átomo de H en la que su núcleo sólo está formado por 1 P⁺.

NUMERO ATOMICO (Z): Número de cargas elementales positivas (protones) que contiene el núcleo de un átomo. Se representa con la letra Z. En un átomo eléctricamente neutro, el No e- = Z. Los átomos con el mismo valor de Z pero distinto A (isótopos) pertenecen al mismo elemento. El elemento más ligero es el H, y tiene Z = 1. El elemento más pesado que se encuentra en la naturaleza es el U, y tiene Z = 92. Existen elementos con Z menor o igual a 106; algunos son naturales y otros se han creado de manera artificial. Cuando el Z se escribe explícitamente, por lo general se coloca antes y debajo del símbolo que representa al elemento; por ejemplo, 1H, 92U

NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL “l”: Toma valores desde 0 hasta n-1. Determina la forma espacial de la zona en la cual es mayor la probabilidad de hallar al e^- . A estas zonas se las denomina ORBITALES.

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO “m”: Indica la orientación de los orbitales en los ejes cartesianos. Toma valores desde –l pasando por cero hasta +l.

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL “n”: Determina la distribución radial media entre el electrón y el núcleo. Indica los niveles de energía. Toma valores enteros 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.

NÚMERO CUÁNTICO SPIN “s”: Indica el sentido de giro del electrón sobre si mismo. Puede tomar dos valores: + 1/2 y – 1/2.

NÚMEROS CUÁNTICOS: VALORES. El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; Los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos. A estos subniveles, se les asigna una letra, y hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f):

Valor de l	Letra	Máximo número de electrones
0	s	2
1	p	6
2	d	10
3	f	14
4	g	18

Los valores que puede tomar l son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal.

El tercer número cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de estos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, lo que viene dado por el número cuántico s(spin), que puede valer +1/2 o -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla anterior).

En resumen, estos son los valores que pueden tomar los números cuánticos:

Número cuántico	Valores posibles
n	1, 2, 3,...
l	0,..., (n-1)
m	-l,..., 0,...,+l
s	-1/2, +1/2

NÚMERO DE AVOGADRO es una constante cuyo valor numérico es igual a 6,023x10 23 mol. Para comprender la relación entre la u.m.a. y su valor en gramos se establecerá la siguiente comparación: una caja de naranjas cuya masa es de 20 Kg. contiene 80 naranjas idénticas. Cada naranja tendrá una masa de (20/80) Kg., es decir, 0,25 Kg. o 250 gramos. Suponiendo que cada naranja contiene 10 gajos iguales, entonces, cada gajo tendrá una masa de (250 g/10), es decir, 25 gramos. Así se demuestra que cada gajo tiene una masa de 25 gramos. Razonando de idéntica forma se halla la masa de una u.m.a.: 12 gramos de C contienen 6,023x 10 23 (número de Avogadro) átomos de C. Por tanto, cada átomo de C tendrá una masa de (12/ n A) grs. Como cada átomo de C, contiene 12 u.m.a, a cada u.m.a le corresponde una masa de ((12/ n A)/12), o (1/ n A) grs. Es decir, 1 u.m.a. = (1/n A) gramos = 1,66 x 10^-24 g = 1,66 x 10^-27 Kg. Así, el número de Avogadro de unidades de masa atómica equivalen a 1 gramo de masa, es decir, 1 gramo = 6,023 x 10 ²³ u.m.a.

NÚMERO DE OXIDACION: Es el número de e^- que un elemento toma, cede o comparte al pasar del estado libre al combinado. Este término que se usa para caracterizar el poder que tiene un elemento para combinarse con otros, lo que se mide por el número de enlaces con otros átomos que un átomo de un elemento dado forma por combinación química. De esta manera, en agua, H₂O. Ej. Cada átomo de H⁺¹ y del O^-2. Los signos le confieren al elemento la capacidad de aceptar o ceder electrones, Si un elemento tiene un Nº de oxidación positivo quiere decir que cedió uno o más electrones a otro átomo y entonces el átomo quedó con carga positiva (ya que los protones no se pueden perder). Si el elemento tiene un Nº de oxidación negativo, esto quiere decir que el mismo “ganó” electrones por parte de otro átomo. Los números de oxidación de cada elemento son fijos, es decir cada elemento tendrá siempre la misma capacidad de tomar o ceder electrones. Por ejemplo: El Fe tiene 3 números de oxidación: 0, +2 y +3. 0 indica que el elemento se encuentra con todos sus electrones. +2 indica que el átomo de Fe perdió 2 electrones y, +3 indica que perdió 3 electrones. El átomo Fe tendrá siempre estos números de oxidación y no otros. El átomo de Cl tiene los siguientes números de oxidación: -1, +1, +3, +5 y +7. Es decir que el átomo de Cl puede ceder como tomar electrones dependiendo de las circunstancias, es decir que dependerá de con quién esté reaccionando y en que medio este reaccionando. Así cada elemento tiene sus números de oxidación y estos están íntimamente relacionados con la forma que tiene ese elemento de reaccionar con otros elementos o compuestos.

NÚMERO MÁSICO (A): La suma de los protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo, da como resultado un número entero que se denomina número másico. Ese número es aproximadamente igual a la masa atómica.

O

ÓRBITA: En el modelo de Niels Bohr, círculo descrito por los electrones. A cada una se le asocia un sólo número cuántico "n". Posteriores modelos atómico le permitieron ser elipses, apareciendo otros números cuánticos (l y m)

Las órbitas o niveles de energía tienen una distribución energética creciente, a medida que se alejan del núcleo. A cada órbita le corresponde un valor de energía determinado.

ORBITAL ATÓMICO: En física y química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%.

ORBITAL S.

ORBITALES: LLENADO 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.

OXIDACION: Es la pérdida o cesión de^-. Es un proceso simultáneo, es decir si un elemento cede e^-, hay otro que acepta: (se reduce)

OXIDASA: es una enzima que cataliza un reacción de oxidación/ reducción envolviendo oxígeno molecular (O₂) como aceptor de electrones. En estas reacciones el oxígeno se reduce a agua (H₂O) o a peróxido de hidrógeno (H₂O₂). Las oxidasas son una subclase de las oxidorreductasas. Un ejemplo importante es la citocromo C oxidasa, una enzima esencial que permite a los organismos emplear oxígeno en la generación de energía y que es el compuesto final de la cadena de transporte de electrones

ÓXIDOS: Son un extenso grupo de compuestos binarios que resultan de la unión de un metal o no metal con el oxigeno. Se clasifican en óxidos básicos u óxidos metálicos y óxidos ácidos u no metálicos. Óxidos básicos ó metálicos: Son compuestos con elevado punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un metal con él oxigeno. Esta reacción es la que produce la corrosión de los metales al estar expuesto al oxigeno del aire. Ej. formación de un óxido metálico es la reacción del magnesio con él oxigeno, la cual ocurre con mayor rapidez cuando se quema una cinta de magnesio. La cinta de magnesio de color grisáceo se torna en un polvo blanco que es el óxido de magnesio. Ecuación: Magnesio + Oxigeno  Óxido de Magnesio

2 Mg + O₂  2 MgO

Se denominan Óxidos Básicos por que tienen la propiedad de reaccionar con el agua y formar bases o hidróxidos. Ej.

Óxido de Magnesio + Agua  Hidróxido de Magnesio

MgO + H₂O  Mg(OH)₂

Las bases se pueden reconocer fácilmente a través de un cambio de color en un indicador acido-básico como el papel tornasol. Las disoluciones básicas tornan el papel tornasol rosado a un color azul al entrar en contacto con ella. Óxidos No Metálicos u Ácidos: son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con el oxigeno. Se denominan también anhídridos y muchos de ellos son gaseosos. Ej., Carbono + Oxigeno  Dióxido de Carbono.

C + O₂  CO₂

Cuando los óxidos no- metálicos reaccionan con el agua forman ácidos, por lo que se le llaman también óxidos ácidos.

Ejemplo: Dióxido de Carbono + Agua  Acido Carbónico

CO₂ + H₂O  H₂CO₃

Los Ácidos se pueden también reconocer por el cambio de color de un indicador ácido-base como el papel tornasol. Las disoluciones ácidas tornan el papel tornasol azul a un color rosado al entrar en contacto con ella. Los ácidos producidos por la reacción de los óxidos no metálicos con el agua se denominan Oxácidos debido a que contienen Oxigeno.

OXIDO DE CALCIO: (cal viva; CaO): sólido blanco que se forma al calentar calcio con oxígeno o, por descomposición térmica de carbonato de calcio. Se utiliza en metalurgia extractiva, como agente secante y es intermediario en la producción de Ca(OH)₂

OXIDO DE COBRE (I) (óxido cuproso Cu₂O): polvo rojo insoluble que se prepara calentando cobre con óxido de cobre (II). Es un sólido covalente que se utiliza en la industria del vidrio

OXIDO DE COBRE (II) (óxido cúprico CuO): sólido negro que se obtiene calentando nitrato, hidróxido o carbonato de cobre (II). Es un óxido básico y reacciona con ácidos diluídos para formar soluciones de sales de cobre (II). Se utiliza en la obtención de O₂.

OXIDO DE MANGANESO (II) (óxido manganoso, MnO): polvo verde que se obtiene calentando carbonato de Mn en ausencia de aire. Es un óxido básico casi insoluble en agua. Se utiliza finamente molido como sustancia secante.

OXIDO DE MANGANESO (III) (óxido mangánico, Mn₂O₃): polvo negro que se obtiene calentando sales de Mn (II) en el aire y a 800ªC. Se utiliza en metalurgia del hierro y del cinc.

OXIDO DE MANGANESO (IV) (dióxido de manganeso, MnO₂): polvo negro que se obtiene calentando nitrato de Mn (II). Es insoluble en agua. Es un poderoso agente oxidante. Se utiliza como catalizador en la obtención del Cl en el laboratorio, como despolarizador en pilas secas, y en la industria del vidrio.

OXÍGENO(O): Z= 8. Descubierto por : Joseph Priestley. Origen: de las palabras griegas oxys= ácido y gennao= engendrar, que produce ácidos. Es un gas, más denso que el aire, es incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble en agua. Se lo encuentra en la atmósfera en forma de O₂ en estado gaseoso. Se encuentra en dos variedades alotrópicas O₂ y O₃. También existe el O4 el cual aumenta en proporción con el descenso de la temperatura. Reacciona directa o indirectamente con todos los elementos de la naturaleza exceptuando el F, Au y Pt. La combinación de un cuerpo con O₂ recibe el nombre de combustión. Esta combinación puede ser acompañada de un gran desprendimiento de calor. Uso: Se utiliza en combustiones en las que se desea llegar a una temperatura más elevada que si se utiliza aire. También para dar a los enfermos y para abastecer de O₂ a los tripulantes en los aviones ultrasónicos y naves espaciales. El O se usa en los sopletes de soldar (mezclado con acetileno).

OZONO (O₃): Se lo encuentra en la atmósfera en forma de O₃ en estado gaseoso. Color: Azul claro gaseoso y azul oscuro licuado. Olor: nauseabundo semejante al del cloro. Reactividad: Posee las mismas propiedades químicas que el O₂ solo que se producen mas enérgicamente. Es decir que oxidaciones con O₃ se producen mayor velocidad que con O₂, o en condiciones que con O₂ no son apreciables. Usos: Se utiliza como desinfectante para la fabricación de aceites secantes. Se usa como desinfectante y antiséptico en la purificación de agua potable. Obtención: A partir de O₂ por calentamiento (por un filamento de platino en contacto con aire liquido) por radiación (por luz con 2.090 Å de long. de onda), eléctricamente (por descarga eléctrica silenciosa).

OZONO: LA CAPA DE La capa de ozono se localiza en la estratosfera, aproximadamente de 15 a 50 Km. sobre la superficie del planeta. El ozono es un compuesto inestable de tres átomos de oxígeno, el cual actúa como un potente filtro solar evitando el paso de una pequeña parte de la radiación ultravioleta (UV) llamada B que se extiende desde los 280 hasta los 320 nanometros (nm). La radiación UV-B puede producir daño en los seres vivos, dependiendo de su intensidad y tiempo de exposición; estos daños pueden abarcar desde eritemas a la piel, conjuntivitis y deterioro en el sistema de defensas, hasta llegar a afectar el crecimiento de las plantas y dañando el fitoplancton, con las posteriores consecuencias que esto ocasiona para el normal desarrollo de la fauna marina.

Hoy se ha demostrado que la aparición del agujero de ozono, a comienzos de la primavera austral sobre la Antártida, está relacionado con la fotoquímica de los Clorofluorocarbonos (CFCs), componentes químicos presentes en diversos productos comerciales como el freón, aerosoles, pinturas, etc. Como se destruye la capa de Ozono: La forma por la cual se destruye el ozono es bastante sencilla. La radiación UV arranca el cloro de una molécula de clorofluorocarbono (CFC). Este átomo de Cl, al combinarse con una molécula de O3 la destruye, para luego combinarse con otras moléculas de ozono y eliminarlas. El proceso es altamente dañino, ya que en promedio un átomo de Cl es capaz de destruir hasta 100.000 moléculas de ozono. Este proceso se detiene finalmente cuando este átomo de Cl se mezcla con algún compuesto químico que lo neutraliza.

P

PAPEL DE FILTRO.  

Se utiliza para filtrar disoluciones, reteniendo los precipitados o impurezas. Para utilizarlos con el embudo de butchner, se recortan al tamaño de éste, cuidando de que todos los agujeros queden tapados. Si es para filtrar con un embudo común, se les da forma cónica, debiendo quedar en contacto con las paredes de éste y no superar su altura

PAPEL DE TORNASOL AZUL: Indicador que en presencia de un ácido vira al rosado.

PAPEL DE TORNASOL ROJO: Indicador que en presencia de una base (hidróxido) vira al azul.

PARAFINA: Sustancia compuesta por hidrocarburos, sólida, opalina, inodora, menos densa que el agua y fácilmente fusible, que se obtiene normalmente como subproducto de la fabricación de aceites lubrificantes derivados del petróleo y tiene múltiples aplicaciones industriales y farmacéuticas: vela, aislante, envase de parafina.

PARTES POR MILLON (p.p.m): es la unidad empleada usualmente para valorar la presencia de elementos en pequeñas cantidades (traza) en una mezcla. Generalmente suele referirse a porcentajes en peso en el caso de sólidos y en volumen en el caso de gases. También se puede definir como «la cantidad de materia contenida en una parte sobre un total de un millón de partes». Ej. Supongamos que tenemos un cubo homogéneo de un metro de arista, cuyo volumen es un metro cúbico (m³). Si lo dividimos en «cubitos» de un centímetro de lado, obtendríamos un millón de «cubitos» de un centímetro cúbico (cm³ o cc). Si tomamos uno de esos «cubitos», del millón total de «cubitos», tendríamos una parte por millón. Técnicamente, 1 p.p.m corresponde a 1µg/g ó 1µg/ml

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: Se le denomina partícula a un cuerpo dotado de masa, y del que se hace abstracción del tamaño y de la forma. Una partícula subatómica es una partícula mas pequeña que un átomo, puede ser elemental o compuesta. A principios del siglo XX, se realizo el descubrimiento de unas partículas subatómicas llamadas protón, electrón y neutron, estas están contenidas en el átomo. Tal vez uno pueda preguntarse si estas partículas tan pequeñas pueden tener estructura; es interesarse darse cuenta de que si tienen estructura. Para poder definir una partícula subatómica es necesario conocer las características de estas, las cuales describiremos a continuación. Carga: La carga es una magnitud escalar (Solo se puede determinar su cantidad). Spin: Movimiento de rotación sobre un eje imaginario. Los científicos han desarrollado una teoría llamada El modelo Estándar que explica las diferentes moléculas y sus complejas interacciones con solo: 6 Quarks y 6 Leptones. Las partículas subatómicas de las cuales se sabe su existencia son: .- Bosón..- Positrón.- Electrón.- Protón.- Fermión.- Neutrino.- Hadrón.- Neutrón.- Leptón.- Quark.- Mesón

Las partículas están formadas por componentes atómicos como los electrones, protones y neutrones, (los protones y los neutrones son partículas compuestas), estas están formadas de quarks. Los Quarks se mantienen unidos por las partículas gluon que provocan una interacción en los quarks y son indirectamente responsables por mantener los protones y neutrones juntos en el núcleo atómico.

Bosón: El bosón es una partícula atómica o subatómica, de spin entero o nulo, que cumple los postulados de la estadística de Bose-Einstein e incumple el principio de exclusión de Paulli (establece que dos electrones no pueden ocupar el mismo estado energético). Son bosones las partículas alfa, los fotones y los nucleidos con un número par de nucleones. El bosón recibe su nombre por Satyendra Nath Bose, un científico Bengali responsable de su descubrimiento. Debido a su spin, los bosones siguen la estadística Bose-Einstein, en donde cualquier número de bosones puede compartir el mismo estado cuantico. Los bosones no son realmente resistentes si se ubican en el mismo lugar, estos mismos, tienen momentos intrínsecos angulares, en unidades integrales de h/ (2 El hecho de que los bosones puedan ocupar un estado cuantico les permite comportarse de manera colectiva, y son responsables por el comportamiento de los lásers y el helio superfluito. Fermión: Es una partícula perteneciente a una familia de partículas elementales caracterizada por su momento angular intrínseco o spin. Los fermiones son nombrados después de Enrico Fermi, en el modelo estándar, existen dos tipos de fermiones elementales, que son: Los quarks y los leptones. Según la teoría cuantica, el momento angular de las partículas solo puede adoptar determinados valores, que pueden ser múltiplos enteros de una determinada constante h (Constante de Planck) o múltiplos semientereos de esa misma constante. Los fermiones, entre los que se encuentran los electrones, los protones y los neutrones, tienen múltiplos semienteros de h, por ejemplo ±1/2h o ±3/2h. Los fermiones cumplen el principio de exclusión.
El nucleo de un átomo es un fermion o boson, dependiendo de si el número total de sus protones y neutrones es par o impar respectivamente. Recientemente, los científicos han descubierto que esto causa comportamiento muy extraño en ciertos átomos cuando son sometidos a condiciones inusuales, tal como el helio demasiado frió.Quarks: El nombre genérico con que se designan los constituyentes de los hadrones. La teoría sobre los quarks se inicio a partir de los trabajos de Gell-Mann y Zweig (1966) y su existencia fue confirmada en 1977 (Por Fairbank y otros). La física dedicada al estudio de la naturaleza fundamental de la materia ha formulado un modelo estándar, capaz de explicar una serie de hechos e incapaz de dar respuesta a otros. Este modelo se basa en la actualidad en la hipótesis de que la materia ordinaria esta formada por dos clases de partículas, los quarks (que se combinan para formar partículas mayores) y los leptones, además de que las fuerzas que actúan entre ellas se transmiten mediante una tercera clase de partículas llamadas bosones, que ya explicamos anteriormente. El spin de los quarks es de ½, hay seis tipos distintos de quarks que los físicos han denominado de la siguiente manera: up, down, charm, strange, top, y bottom además de los correspondientes antiquarks. La carga eléctrica de los quarks es fraccionaria de la unidad fundamental de carga; así por ejemplo, el quark up tiene una carga fraccionaria igual a 2/3 de la unidad elemental. Los quarks no se encuentran libres en la naturaleza sino formando hadrones, estos se dividen en dos tipos: mesones: Formados por un quark y un antiquark. bariones: Formados por tres quarks. Además de las cargas ya mencionadas, los quarks tienen otra carga de color, que no tiene nada que ver con el color real de estas partículas, y que mantiene unidos a los quarks mediante la interacción fuerte, además de ser la responsable de la formación de estos hadrones. Esta interacción esta descrita por la cromo dinámica cuantica (QCD). Existen tres tipos de carga de color: roja, azul y verde. Los antiquarks presentan además cargas opuestas, antirroja, antiazul, y antiverde. Los quarks están unidos entre si mediante el intercambio de partículas virtuales mediadoras de la interacción fuerte: los gluones. Junto a los leptones, los quarks forman prácticamente toda la materia de la que estamos rodeados. El termino quark, fue propuesto por Murria Gell-Mann, sacado de una novela de James Joyce, Finegan’s wake, del verso Three Quarks for Mr. Mark. Leptón: Nombre que recibe cada una de las partículas elementales de spin igual a +1/2 y masa inferior a la de los mesones. Los leptones son fermiones entre los que se establecen interacciones débiles, y solo interacciones electromagnéticas si poseen carga eléctrica. Además, los leptones con carga eléctrica se encuentran casi siempre unidos a un neutrino asociado. Existen tres tipos de leptones: el electrón, el muon y el tau. Cada uno esta representado por un par de partículas. Una es una partícula masivamente cargada, que lleva el mismo nombre que su partícula, (Como el electrón). La otra es una partícula neutral casi sin masa llamada neutrino (tal como el electrón neutrino). Todas estas 6 partículas tienen antipartículas correspondientes (tales como el positrón o el electrón antineutrino). Todo los leptones cargados tienen una sola unidad de energía positiva o negativa (de acuerdo a si son partículas o antipartículas) y todos los neutrinos y antineutrinos tienen cero carga eléctrica. Los leptones cargados tienen 2 posibles giros de spin mientras que una sola helicidad es observada para los neutrinos (Todos los neutrinos son zurdos y los antineutrinos diestros). Los leptones obedecen a una simple relación conocida como la formula Koide. Cuando las partículas interactúan, generalmente el numero de leptones del mimo tipo (electrones y electrones neutrinos, muones y muones neutrinos, leptones tau y tau neutrinos) se mantienen igual. Este principio es conocido como la conservación del numero lepton. Hadrones: El hadron es una partícula subatómica compuesta de quarks, caracterizada por relacionarse mediante interacciones fuertes. Aunque pueden manifestar también interacciones débiles y electromagnéticas, en los hadrones predominan las interacciones fuertes, que son las que mantienen la cohesión interna en el núcleo atómico. Estas partículas presentan dos categorías: los bariones formados por tres quarks, como el neutron y el protón y los mesones, formados por un quark y un antiquark, como el pion.
La mayoría de los hadrones pueden ser clasificados con el modelo quark que implica que todos los números cuanticos de bariones son derivados de aquellos de valencia quark. Neutrino: Partícula nuclear elemental eléctricamente neutra y de masa muy inferior a la del electrón (posiblemente nula). El neutrino es un fermión; su espín es 1/2. Antes del descubrimiento del neutrino, parecía que en la emisión de electrones de la desintegración beta no se conservaban la energía, el momento y el espín totales del proceso. Para explicar esa incoherencia, el físico austriaco Wolfgang Pauli dedujo las propiedades del neutrino en 1931. Al no tener carga y poseer una masa despreciable, el neutrino es extremadamente difícil de detectar; las investigaciones confirmaron sus peculiares propiedades a partir de la medida del retroceso que provoca en otras partículas. Billones de neutrinos atraviesan la Tierra cada segundo, y sólo una minúscula proporción de los mismos interacciona con alguna otra partícula. Los físicos estadounidenses Frederick Reines y Clyde Lorrain Cowan, hijo, obtuvieron pruebas concluyentes de su existencia en 1956.La antipartícula del neutrino es emitida en los procesos de desintegración beta que producen electrones, mientras que los neutrinos se emiten junto con positrones en otras reacciones de desintegración beta. Algunos físicos conjeturan que en una extraña forma de radiactividad, llamada doble desintegración beta, dos neutrinos pueden, en ocasiones, fusionarse para formar una partícula a la que denominan "mayorón". Otro tipo de neutrino de alta energía, llamado neutrino muónico, es emitido junto con un muón cuando se desintegra un pión. Cuando un pión se desintegra, debe emitirse una partícula neutra en sentido opuesto al del muón para conservar el momento. La suposición inicial era que esa partícula era el mismo neutrino que conserva el momento en la desintegración beta. En 1962, sin embargo, las investigaciones demostraron que el neutrino que acompaña la desintegración de piones es de tipo diferente. También existe un tercer tipo de neutrino, el neutrino tau (y su antipartícula).Actualmente, la posibilidad de que los neutrinos puedan oscilar entre una forma y otra resulta de gran interés. Hasta ahora, las pruebas en ese sentido son indirectas, pero de confirmarse sugerirían que el neutrino tiene una cierta masa, lo que tendría implicaciones profundas para la cosmología y la física en general: esta masa adicional en el universo podría suponer que el universo no siga expandiéndose indefinidamente sino que acabe por contraerse. Aunque existen distintas interpretaciones, algunos científicos consideran que la información sobre neutrinos obtenida de la supernova SN 1987A apoya la idea de que el neutrino tiene masa.Mesón:

Nombre que recibe cada una de las partículas elementales sometidas a interacciones fuertes, de espín nulo o entero y carga bariónica nula. Los mesones, identificados por Powell en 1947 en los rayos cósmicos y cuya existencia había sido postulada por Yukawa en 1935, son partículas inestables, de masa generalmente comprendida entre la de los electrones y la de los neutrones. Los más estables, cuya vida media es del orden de la cienmillonésima de segundo, son los piones y los kaones.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS  DESCUBRIMIENTO: El verdadero desarrollo se alcanzo con el estudio de las descargas eléctricas a través de gases erarecidos (a baja presión).  En 1964 Willian Crookes descubre una radiación luminosa que se produce en un tubo de vidrio que contenía un gas a baja presión, después de una descarga de bajo voltaje. Esta observación origino la curiosidad necesaria para el descubrimiento de otros tipos de radiaciones, tales como los rayos catódicos, rayos canales, rayos X, radio actividad.   Los rayos catódicos son una radiación originada en el cátodo, después de aplicada una descarga de alto voltaje. Viaja en línea recta hasta el ánodo, es altamente energética, puede producir efectos mecánicos, y se desvían hacia la placa positiva de un campo eléctrico, lo que demuestra su carga negativa.   Las Partículas que componen esta radiación se originan en cualquier gas, lo que demuestra que son componentes atómicos y se les llamo electrones.   Los rayos canales son una luminosidad que viaja en línea de recta en dirección hacia el cátodo.   Se desvía hacia la placa negativa del campo eléctrico, lo que demuestra que son de Naturaleza positiva. Tiene un tamaño mayor que el haz de los rayos catódicos. Se originan cuando el átomo pierde electrones para dirigirse hacia el ánodo. Las partículas producidas en el gas Hidrogeno, recibieron la denominación de protones.   Rayos X, descubiertos por Roentgen en 1895, se producen en forma simultanea con los catódicos y canales. Esta radiación impresiona una placa fotográfica atravesando una cartulina negra, viaja en línea recta y puede ionizar los gases demuestra una naturaleza neutra desde el punto de vista eléctrico, debido a que permanece inalterable frente a un campo de naturaleza eléctrica. Esta radiación ha sido ampliamente utilizada en la medicina y en el estudio de la disposición de las partículas en los sólidos.   La Radioactividad es el alto contenido energético, capaz de ionizar un gas, impresionar capaz fotográficas, destellos de luz al incidir en elementos como el sulfuro de zinc (ZnS). A ser sometido a la acción de un campo magnético se distinguen tres tipos: positivas, negativas y neutras. A finales del siglo XIX se intensifico su estudio por Bequerel y los esposos Curie.

PEPTIDASA: Las peptidasas (antes conocidas como proteasas) son enzimas que rompen los enlaces peptídicos de las proteínas. Usan una molécula de agua para hacerlo y por lo tanto se clasifican como hidrolasas. Las peptidasas se encuentran naturalmente en organismos vivos, donde se usan para la digestión molecular y la reducción de proteínas no deseadas. Las peptidasas pueden romper ya sea enlaces peptídicos específicos (Proteólisis limitada), dependiendo en la secuencia de aminoácidos de la proteína, o pueden reducir un péptido completo a aminoácidos. (proteólisis ilimitada). La función de las peptidasas es inhibida por enzimas inhibidoras de proteasas. Los inhibidores de proteasas naturales no se deben confundir con los inhibidores de proteasas usados en la terapia anti-retroviral. Algunos virus, incluyendo al VIH, dependen de las proteasas en sus ciclos reproductivos, es por eso que los inhibidores de proteasas se desarrollan como métodos antivirales. Como las peptidasas son en sí mismas péptidos, es natural preguntarse si las peptidasas se pueden degradar. Es un hecho conocido que muchas peptidasas se desdoblan a sí mismas. Esto puede ser un método importante de regulación de la actividad de las peptidasas. Clasificación de las peptidasas Las peptidasas, se clasifican de acuerdo con las similitudes de su estructura tridimensional. Estas incluyen los Clan que contienen todas las peptidasas que se han originado de un mismo ancestro común de peptidasas. Si la estructura tridimensional no está disponible, la clasificación se hace basándose en el orden de los residuos catalíticos de la cadena peptídica y las secuencias que los flanquean. Serin peptidasas ; Treonin peptidasas ; Cistein peptidasas ; Aspartil peptidasas ; Metalopeptidasas ; Glutamil peptidasas. Entre los Clan se agrupan las Familias que es un grupo de peptidasas homólogas. La homología se basa en similitudes significantes de las secuencia de aminoácidos. La Treonin y Glutamil peptidasas no fueron descritas hasta 1995 y 2004, respectivamente. El mecanismo usado para romper un enlace peptídico implica hacer de un residuo del aminoácido que tenga Cisteina y Treonina (peptidasas) o una molécula de agua (Aspartil, Metalo- y Glutamil peptidasas) nucleofílicas, de modo que pueda atacar al grupo carbonil del péptido. Un modo de hacer nucleófilos es mediante una triada catalítica, en donde un residuo de histidina es usado para activar la serina, cisteína o treonina como nucleófilo. Función Las peptidasas estan presentes en todos los organismos y constituyen del 1-5% del contenido del genoma. Estas enzimas están implicadas en una multitud de reacciones fisiológicas desde la simple digestión de las proteínas de los alimentos hasta cascadas altamente reguladas (ejm.: cascada de coagulación sanguínea, el sistema del complemento, vías de la apoptosis y la cascada que activa la Profenoloxidasa del invertebrado). Las peptidasas pueden romper enlaces peptídicos específicos (proteólisis limitada), dependiendo de la secuencia de aminoácidos de la proteína; así como también derrumbar un péptido completo de aminoácidos (proteólisis ilimitada).

PÉPTIDO: es una sustancia orgánica, en forma de gen, cuyas moléculas son estructuralmente similares a las de las proteínas, aunque más pequeñas y más livianas. Las diferentes clases de péptidos, que se encuentran en la mayoría de los tejidos incluyen hormonas, antibióticos, anti-microbianos y otros componentes que participan en las funciones metabólicas de los organismos vivos.
El péptido Bin1b es el responsable de la maduración del semen, de su almacenamiento y de su protección. Basados en estas funciones, los investigadores trabajarán en el desarrollo de una droga que refuerce la acción anti-microbiana del péptido.

PERÍODO: Indica la cantidad de niveles de energía en que se hallan distribuidos los electrones de un elemento. En la Tabla Periódica es el ordenamiento horizontal de elementos. En cada período, las propiedades varían gradualmente. La TP consta de 7 periodos.

PERMANGANATO DE POTASIO: (KMnO₄) sólido púrpura cristalino, que se usa como desinfectante, germicida y como agente oxidante en reacciones químicas importantes.

PERÓXIDO DE HIDRÓGENO: El peróxido de hidrógeno (H₂O₂), es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuer­temente enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante. También conocido como agua oxigenada, es un líquido incoloro a temperatura ambiente con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso ocurren naturalmente en el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente a oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce. El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3-9%) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas como en la investigación se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas como la catalasa.

PESO ATÓMICO: Número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos. La composición isotópica de los elementos que se encuentran en la naturaleza es casi constante, excepto en aquellos que ha producido la radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta mezcla natural. En 1960 se introdujo una unidad llamada masa nuclear relativa, definida como 1/12 de la masa de C 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u.

PESO ESPECÍFICO: Como están constituidos por partículas, los fluidos -al igual que los sólidos- tienen masa Por lo tanto, si se encuentran en un campo gravitatorio, sobre ellos se ejerce la fuerza llamada peso.

El peso de un líquido es fácilmente apreciable, pero el de un gas que ocupe el mismo volu­men que el líquido no lo es tanto.

Además, dos líquidos diferentes que ocupen el mismo volumen manifiestan pesos diferentes. En general, colocados en el mismo lugar y en las mismas condiciones, iguales volúmenes de diferentes materiales manifiestan pesos diferentes.

La relación entre el módulo (P) del peso de una porción de cierto material y el volumen (V) que ella ocupa se llama peso específico (P.e.) de ese material. P.e = P/V

La unidad que corresponde a p.e. en el SIMELA es N/m³; sin embargo es más ha­bitual expresarlo en Kg./dm³, o en g/cm³

Así, por ejemplo: • El peso específico del hierro puro es de 7,8 kg/dm3; por lo tanto un trozo de hierro cuyo volumen es de 1 dm3 pesa, a nivel del mar; 7,8 Kg., • El peso específico del agua, en condiciones normales, es de 1 Kg./dm3, mientras que el del benceno, en las mismas condiciones, es de 0,88 Kg./dm3 En esas condiciones, • El peso específico del aire, al nivel del mar y a 20 °C, es de 0,0013 Kg./dm3, Esto significa que el aire contenido en un cubo de 10 cm. de arista pesa, en las condiciones señaladas, 1,3 gf.

PH: En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la concentración de los H⁺ :

pH = -log [a_h ]

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del H⁺ , se le puede aproximar utilizando la concentración molar del H⁺ Ej. una concentración de [H⁺] = 1 × 10^–7 M es un pH= 7 ya que : pH = –log[10^–7] = 7

El valor del pH varía 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH^-.

Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^– y H⁺, se tiene:

K_w = [H⁺][OH^–]=10^–14 , donde [H⁺] es la concentración de H⁺, [OH^-] la de iones oxhidrilos, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua. Por lo tanto: log Kw. = log [H⁺] + log [OH^–]

–14 = log [H⁺] + log [OH^–]

14 = –log [H⁺] – log [OH^–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH. En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Valores comunes de pH: Solución de HCl 1 M: 0,0; Jugo gástrico: 1,5; Zumo de limón: 2,4; Coca Cola: 2,5; Vinagre: 29; Zumo de naranja: 3,0; Cerveza: 4,5; Café: 5,0; Té: 5,5; Leche: 6,5; Agua pura: 7,0; Saliva humana: 6,9; Sangre: 7,4; Orina: 8,0; Jabón de tocador: 9,5; Amoníaco: 11,5; Hipoclorito de Na: 12,5; Hidróxido de Na: 13,5.

PINZAS: pueden ser metálicas, (se utilizan para retirar los crisoles de la estufa, o para sujetar otros utensilios calientes), de madera (para el calentamiento de tubos de ensayo) y recubiertas con material antideslizante para sujetar material de vidrio en el soporte universal.

Pinza para balón pinza para crisol pinza de madera para tubos

PIPETA: La pipeta es un instrumento volumétrico que permite medir líquidos con precisión. Suelen ser de vidrio. Está formado por un tubo transparente que termina en una de sus puntas de forma cónica, y tiene una graduación (invertida como la bureta) indicando distintos volúmenes. Las hay de simple enrase, es decir que se enrasa una vez en los cero mililitros o la medida que corresponda, y luego se deja vaciar completamente, mientras que otras, las denominadas de doble enrase, además deberán enrasarse al llegar a la última marca. La ventaja de estas últimas es que no pierden la precisión si se les rompe la punta cónica. Para su uso, como todo material debe estar limpio antes de ser utilizado y es importante que mientras esté siendo usado con un reactivo o muestra dejarlo en el recipiente para evitar confundirlo con otro. Además, al ser un material volumétrico no se lo debe someter al calor. Se introduce la pipeta (con la punta cónica para abajo) en el recipiente del cual se desea sacar un volumen determinado de líquido. Se coloca una pro pipeta (o pera de goma) en la punta libre y se hace ascender el líquido por encima del aforo superior. Rápidamente se gradúa con la pro pipeta o se saca la pera de goma, colocando el dedo índice obturando la punta, para evitar que descienda. Se disminuye leve y lentamente la presión ejercida por el dedo, hasta que el líquido comience a descender. Se vuelve a presionar cuando el menisco del líquido llegó al valor requerido. Si el líquido descendió demasiado, se vuelve a cargar la pipeta sino, se transporta el líquido hasta su depósito final. Recordar que no se debe forzar la caída de las últimas gotas, sino que éstas deben quedar en la punta cónica de la pipeta

PIPETA DE OSTWALD – FOLIN: es semejante a una pipeta aforada, solo que la última gota debe expulsarse soplando.

PIPETA GRADUADA O DE MOHR: pipeta recta y de diámetro interior uniforme; está graduada en toda su longitud. Se calibra para verter un volumen variable que corresponde a la diferencia entre los volúmenes leídos antes y después de la entrega.

PIPETA SEROLÓGICA: pipeta graduada con graduaciones hasta la punta, La última gota se expulsa soplando.

PISETA: También llamada frasco lavador. Es cilíndrico de plástico con pico largo. Se utiliza para la limpieza de tubos de ensayo y vasos de precipitados.

PLATINO (Pt): Z= 78. Descubierto por: Antonio de Ulloa; origen: parecido a la Plata.

POLARIDAD DE LOS ENLACES: En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

POTASIO (K): Z= 19 elemento metálico, extremamente blando y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 1 (o IA). Es un metal alcalino. Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico sir Humphry Davy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un cuchillo. El isótopo más abundante es el potasio 39. El metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio. El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno producido en la reacción con el agua arde espontáneamente, el potasio se almacena siempre bajo un líquido, como el kerosén, con la que no reacciona. Ocupa el octavo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre; se encuentra en grandes cantidades en la naturaleza en minerales tales como el feldespato, o el nitrato de Chile. El potasio está presente en todo el tejido vegetal y animal, y es un componente vital de los suelos fértiles. Se usa en las células fotoeléctricas. Algunos de los compuestos más importantes del K son: El bromuro de potasio (KBr), un sólido blanco formado por la reacción de hidróxido de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y litografía, y en medicina como sedante. El cromato de potasio (K₂CrO₄), un sólido cristalino amarillo. El nitrato de potasio (KNO₃) es un sólido blanco preparado por la cristalización fraccionada de disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa en explosivos y fuegos artificiales, y para adobar carne. Se encuentra en la naturaleza como nitrato de Chile. El sulfato de potasio (K₂SO₄) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de potasio que se usa también para la preparación del sulfato de aluminio y potasio o alumbre (KAl (SO₄)₂ ) . El carbonato de potasio (K₂CO₃) es un sólido blanco, llamado también potasa que se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales quemados, y también por reacción del KOH con CO₂. Se usa para fabricar jabón blando y vidrio. El cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un componente común de las sales minerales de K, de las que se obtiene por volatilización. Es un importante abono de potasio. El hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, es un sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la electrólisis del KCl o por reacción del K₂ CO₃ y el hidróxido de calcio (Ca(OH)₂); se usa en la fabricación de jabón.

POTENCIAL DE IONIZACIÓN: también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso, para arrancarle el electrón más débil retenido. A + Energía (E.I.) ----> A⁺ + e^-

POTENCIAL HIDRÓGENO (pH): El carácter ácido está dado por la concentración de H+, que desde ahora representaremos   como H₃O⁺ (ya que el H+ no puede existir en estado libre). [H₃O⁺] los corchetes indican la concentración de una sustancia, (en este caso representa la concentración del catión hidronio). pH mayor o menor: Si la [H₃O⁺] > 10^-7 ,   entonces la solución es ácida, y pH < 7

Si la [H₃O⁺] < 10^-7 , entonces la solución es básica, y pH > 7. ¿Cómo se calcula el pH, si conocemos la [H₃O⁺]? pH = - Log [ H₃O⁺]

Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-1 el pH vale 1 ; el carácter es ácido. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-2 el pH vale 2 ; el carácter es ácido. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-3 el pH vale 3 ; el carácter es ácido. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-4 el pH vale 4 ; el carácter es ácido. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-5 el pH vale 5 ; el carácter es ácido.

Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-7 el pH vale 7 ; el carácter es neutro. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-8 el pH vale 8 ; el carácter es básico. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-9 el pH vale 9 ; el carácter es básico. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-10 el pH vale 10 ; el carácter es básico. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-11 el pH vale 11 ; el carácter es básico. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-12 el pH vale 12 ; el carácter es básico. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-13 el pH vale 13 ; el carácter es básico. Si  [ H₃O⁺]= 10 ^-14 el pH vale 14 ; el carácter es básico.

POTENCIAL O ENERGIA DE IONIZACIÓN: El potencial de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. Se puede expresar así:

Átomo neutro gaseoso + Energía -----> Ion positivo gaseoso + e-

Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón.Este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear. El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol). 1 eV = 1,6 . 10-19 culombios. 1 voltio = 1,6 . 10-19 julios. Si el potencial de ionización de un átomo fuera 1eV, para ionizar un mol (6,02 . 1023 átomos) de dichos átomos serían necesarios 96,5 kJ. En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, pues el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, a su vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracción nuclear sobre los electrones periféricos. En los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha. Esto se debe a que el electrón diferenciador o último de los elementos de un período está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a su vez, el número de capas interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del Be y el N se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente. La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón.

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA: El científico francés considerado padre de la Química moderna 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 materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. 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 interconvertibles. 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.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: enunciado en 1925, y dice que: dos electrones de un átomo no pueden tener un conjunto idéntico de números cuánticos.

PRINCIPIOS DE INCERTIDUMBRE: Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobre el; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. En otras palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impide hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo. Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto que se puede describir un espacio donde es muy probable encontrar un electrón, pero no se pude excluir la posibilidad de que se encuentre en otro lugar. Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término "probabilidad", para la descripción del átomo.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG: la imposibilidad de hacer mediciones simultáneas de la posición y el momento de una partícula subatómica (Ej. un e^-) con precisión limitada. La incertidumbre surge porque para detectar la partícula, la radiación debe “rebotar” de ella y este proceso interrumpe la posición de la partícula. Este principio no es consecuencia de “error experimental”

PRINCIPIO DE LE CHATELIER: Si un sistema está en equilibrio y hay un cambio en las condiciones, el equilibrio se ajusta para oponerse al cambio. El principio es aplicable al efecto de la temperatura y la presión sobre las reacciones químicas. Ej. El proceso de Haber para la síntesis de amoníaco: N₂ + 3 H₂  2NH₃.Esta reacción es exotérmica, por lo tanto, la reducción de la temperatura desplaza el equilibrio hacia la producción de NH₃ (ya que en esta dirección se produce calor). El aumento de la presión también favorece la formación de amoníaco, porque esto origina la reducción en el número total de moléculas (y por consiguiente de presión)

PROBETA: es un instrumento volumétrico, que permite medir volúmenes superiores y más rápidamente que las pipetas, aunque con menor precisión. Está formado por un tubo generalmente transparente de unos centímetros de diámetro, y tiene una graduación desde 10 ml hasta 250 ml. La parte inferior es cerrada y posee una base circular (ó hexagonal) de plástico que evita que la probeta se caiga accidentalmente, mientras que la superior es abierta (permite introducir el líquido a medir) la mayoría poseen un pico vertedor. Hay probetas de vidrio (la mayoría) y también de plástico. En este último tipo, es menos preciso; pero tiene ciertas ventajas, como por ejemplo, no se rompe, y no es atacado por el ácido fluorhídrico (HF). Como todo material de precisión, debe estar limpio antes de ser utilizado. Además, al ser un material volumétrico no se lo debe someter a cambios bruscos ni a altas temperaturas.

PRODUCTOS: Son las sustancias obtenidas en toda reacción química.

PROPIEDADES EXTENSIVAS: son aquellas que varían junto con la cantidad de materia. Ej. longitud, peso, masa, volumen;

PROPIEDADES INTENSIVAS: son las que no varían junto con la cantidad de materia. Ej. las organolépticas (olor, color, sabor), punto de ebullición, punto de fusión; densidad; peso específico;

PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS: En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.

PROPIEDADES PERIÓDICAS Y NO PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS: Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor parte de las propiedades físicas y químicas.

PROPIPETA: Dispositivo de goma que se utiliza con la pipeta para evitar succionar con la boca líquidos venenosos, corrosivos o que emitan vapores. También se lo denomina Pera de goma de 3 vías.

PROPORCIONES EN MASA EN LAS COMBINACIONES QUÍMICAS: El estudio de las cantidades en las que diferentes sustancias participan en una reacción química fue objeto de la atención de los primeros químicos. Junto con Lavoisier, Proust (1754-1826), Dalton (1766-1844) y Richter (1824-1898) enunciaron diferentes leyes que en conjunto se conocen como leyes ponderales o relativas al peso. La utilización del concepto de peso en química sería sustituida más adelante por el de masa, de modo que las leyes ponderales hacen referencia a las proporciones en masa características de las combinaciones químicas. Dichas leyes fueron enunciadas en su mayoría, antes de que se dispusiese de un modelo atómico sobre la constitución de la materia y contribuyeron notablemente a la formulación por Dalton de dicho modelo.

PROPORCIONES EN VOLUMEN EN LAS COMBINACIONES QUÍMICAS: La importancia de la medida en el desarrollo de la química alcanzó también a los volúmenes de las sustancias gaseosas en las reacciones químicas. El químico francés Gay-Lussac estudió con detalle algunas reacciones químicas entre gases tales como la síntesis del vapor de agua y del amoníaco a partir de sus elementos correspondientes. En todos los casos las proporciones de los volúmenes de las sustancias guardaban una cierta regularidad que la expresó en forma de ley.

PROTÓN: es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 x 10^-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón , que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

PUNTO DE EBULLICIÓN: es la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es 1 atm. En el SI se mide en °K. Es decir, iguala a la presión exterior. O, temperatura a la cual se produce el pasaje de la fase líquida a la gaseosa. En el caso de sustancias puras a una presión fija, el proceso de ebullición ocurre a una sola temperatura; La temperatura permanece constante hasta que todo el líquido cambie de estado.

El punto normal de ebullición se define como el punto de ebullición a una presión aplicada de 101.325 kilo Pascales (1 atm); es decir, la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a una atmósfera. El punto de ebullición aumenta cuando se aumenta la presión. El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Cuando aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; ésta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El He tiene el p.e. más bajo (4.2º K) de los correspondientes a cualquier sustancia, y el carburo de tungsteno, uno de los más altos (6300º K).

PUNTO DE FUSIÓN: es la temperatura a la que un elemento cambia de fase sólida a fase líquida, a la presión de 1 atm. En el SI se mide en °K. O, temperatura a la cual un sólido pasa a líquido. En las sustancias puras, el p. de f. ocurre a una sola temperatura y el aumento de temperatura por la adición de calor se detiene hasta que la fusión es completa.

Los puntos de fusión se han medido a una presión de 1 atm, (por lo general 1 atm de aire). Al fundirse, todas las sustancias absorben calor y la mayor parte se dilatan; en consecuencia, un aumento en la presión eleva el punto de fusión. Algunas sustancias, de las cuales el agua es el ejemplo más notable, se contraen al fundirse; así, al aplicar presión al hielo a 0º C (32º F), se provoca su fusión. Para producir cambios significativos en el p. f. se requieren grandes cambios de presión.

En soluciones de dos o más componentes el proceso de fusión ocurre normalmente dentro de un intervalo de temperaturas y se hace una distinción entre el p. f., la temperatura a la que aparece la primera traza de líquido y el punto de congelamiento, es decir, la temperatura más alta a la que desaparece la última traza de sólido, o, en forma equivalente, si se está enfriando en vez de calentar, la temperatura a la que aparece la primera traza de sólido.

R

RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA: energía que se propaga por vibración de campos eléctricos y magnéticos. La radiación electromagnética forma todo un espectro electromagnético que depende de la frecuencia, y va desde rayos gamma de frecuencias altas hasta ondas de radio de frecuencias bajas. La radiación electromagnética se considera como ondas (ondas electromagnéticas) o como corrientes de fotones. La frecuencia y la longitud de onda se relacionan por: vλ = c; donde c es la velocidad de la luz. La energía asociada depende de la frecuencia.

RADIACIÓN UV-B. IMPACTO SOBRE LAS PERSONAS: El incremento de la radiación UV-B: Inicia y promueve el cáncer a la piel maligno y no maligno. Daña el sistema inmunológico, exponiendo a la persona a la acción de varias bacterias y virus. Provoca daño a los ojos, incluyendo cataratas. Hace más severas las quemaduras del sol y avejentan la piel. Aumenta el riesgo de dermatitis alérgica y tóxica. Activa ciertas enfermedades por bacterias y virus. Aumentan los costos de salud. Reduce el rendimiento de las cosechas. Reduce el rendimiento de la industria pesquera. Daña materiales y equipamiento que están al aire libre

RADIACTIVIDAD Desintegración de ciertos núclidos inestables con la emisión de radiación.

RADIACTIVIDAD ARTIFICIAL: Radiactividad inducida mediante el bombardeo de núcleos inestables con partículas de lata energía. Ej. ²⁷Al + 1 N  ²⁴₁₁Na + ¹₂He. La ecuación representa el bombardeo de aluminio con neutrones para producir un isótopo de sodio. Todos los elementos transuránicos (desde Z=93 en adelante) son artificialmente radiactivos porque no se encuentran en la naturaleza

RADIO ATÓMICO: El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un mismo elemento unidos entre sí. Estas distancias se calculan mediante técnicas de difracción de rayos X, neutrones o electrones. Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z, es decir, hacia abajo, ya que el número de niveles electrónicos aumenta en el mismo sentido. En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico, pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la carga nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza, para igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondiente disminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente. Los elementos del grupo 1 son los de mayor radio atómico.

RADIO COVALENTE: El radio covalente es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales que están unidos mediante un enlace simple en una molécula neutra.

RADIO IÓNICO: El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Ej. Todos los elementos del grupo 1 (metales alcalinos) tienen una configuración electrónica del tipo..._ns¹; lo más fácil es que pierdan ese electrón del orbital del nivel superior, más débilmente atraído por el núcleo, y que adquieran la estructura electrónica del gas noble anterior. Por tanto, la carga nuclear será mayor que la electrónica, con lo que el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones, y el radio iónico será menor que el radio atómico.

Todo lo contrario ocurre en los elementos del grupo 17(halógenos). En éstos la configuración electrónica es del tipo..._ns² _np⁵, con lo que es más fácil que completen el orbital p ganando un electrón, luego su carga nuclear será menor que la electrónica y la atracción que ejercerá el núcleo sobre los electrones será también menor. Por tanto, los radios iónicos, en este caso, son mayores que los atómicos.

Generalizando: los iones cargados negativamente (aniones) son siempre mayores que los átomos de los que derivan, aumentando su tamaño con la carga negativa; los iones positivos (cationes), son siempre menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su tamaño al aumentar al carga positiva.

RAYOS CANALES: partículas con carga positiva que son atraídos por el electrodo negativo en un tubo de Crookes. Están formados por iones positivos (cationes)

RAYOS CATÓDICOS: partículas de carga negativa que son atraídos por el electrodo positivo (ánodo) o en un tubo de Crookes. Están formados por electrones (e^-).

REACCIÓN ENDOTÉRMICA: Es aquélla en la cual el sistema ABSORBE CALOR del medio

REACCIÓN EXOTÉRMICA: Es aquélla en la cual el sistema ENTREGA CALOR al medio

REACCION QUIMICA: Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular. De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Dicho proceso de transformación recibe el nombre de reacción química. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma:

reactivos ..reacción - productos

química

Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa. Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula (o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos. Esta forma simbólica de escribir las reacciones químicas constituye, por tanto, la descripción de las transformaciones a nivel molecular que aquéllas implican. La representación visual de tales procesos puede efectuarse recurriendo a modelos que reproducen la estructura aproximada de la molécula o del agregado iónico en cuestión. En este tipo de modelos, cada esfera, con su correspondiente color, representa un átomo o un ion y el conjunto describe la forma exterior de la molécula o del agregado iónico. Tipos de reacciones químicas: a) Reacciones de síntesis. Se caracterizan porque los productos son sustancias más complejas, desde un punto de vista químico, que los reactivos. La formación de un compuesto a partir de sus elementos correspondientes es el tipo de reacción de síntesis más sencilla. Así, el cobre, a suficiente temperatura, se combina con el azufre para formar sulfuro de cobre (I) según la reacción:

2Cu_(s) + S_(s) ------------ Cu₂ S_(s)

Cobre Azufre calor sulfuro de cobre (I)

b) Reacciones de descomposición. Al contrario que en las reacciones de síntesis, los productos son en este caso sustancias más sencillas que los reactivos. Así, cuando el carbonato de cobre se calienta fuertemente se descompone según la reacción:

CuCO_3(s) --------------- CuO_(s)) + CO_2(g)

Carbonato calor óxido de dióxido de

de Cobre(II) cobre (II) Carbono

c) Reacciones de sustitución ó desplazamiento. Tienen lugar cuando siendo uno de los reactivos una sustancia simple o elemento, actúa sobre un compuesto desplazando a uno de sus elementos y ocupando el lugar de éste en la correspondiente molécula. Así las reacciones de ataque de los metales por los ácidos llevan consigo la sustitución del hidrógeno del ácido por el metal correspondiente. Tal es el caso de la acción del ácido clorhídrico sobre limaduras de hierro que tiene lugar en la forma:

Fe_(s) + 2HCl_(aq) --------------- FeCl_2(s)) + H_2(g)

Hierro ácido Cloruro de gas

Clorhídrico hierro (II) Hidrógeno

d) Reacciones de doble sustitución o doble descomposición. Se producen entre dos compuestos y equivalen a un intercambio o sustitución mutua de elementos que da lugar a dos nuevas sustancias químicamente análogas a las primeras. Así el sodio desplaza a la plata en el nitrato de plata, pero es a su vez desplazado por aquélla en el cloruro de sodio: NaCl + AgNO₃  NaNO₃ + Agul.

REACCIÓN FOTOQUÍMICA: reacción inducida por la luz.Ej. el blanqueamiento de material de color.

REACCION REDOX: se refiere a los procesos de oxidación – reducción que se conectan íntimamente ya que durante la oxidación por agentes químicos, el agente oxidante se reduce y viceversa. Por lo tanto es un proceso de oxidación que siempre va acompañado (simultáneamente) por un proceso de reducción.

REACTANTES o REACTIVOS: Son las sustancias presentes antes que se produzca la reacción.

REACTIVO LIMITANTE: En toda reacción química las sustancias que participan generalmente, no suelen estar en las proporciones exactas que determina la reacción ajustada o balanceada En este caso, la reacción se dará hasta que se acaba el reactivo que está en menor cantidad (entendiéndose proporcionalmente). A este reactivo se le denomina “reactivo limitante”.

REDUCCION Es la ganancia de electrones, en una reacción redox.

REFRIGERANTE: Se utiliza para condensar el vapor en las destilaciones. Para ello se hace circular agua, en contracorriente, por la camisa exterior. Para ofrecer un mayor superficie y aumentar el intercambio de calor, el vapor circula a través de unos ensanchamientos (bolas). En otros modelos, es a través de un serpentín, y a veces, simplemente un tubo recto.

REGLA DEL OCTETO ELECTRÓNICO: Es una forma de afirmar la estabilidad que puede alcanzar ganando e^- hasta completar el octeto, formando un ion negativo. Mientras los que tienen pocos electrones tienden a perder sus electrones formando un Ion positivo. Se observa que los e- que intervienen en las uniones químicas son los del último nivel. Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -1/2) Por ejemplo, el O, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Entonces el O tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 hidrógenos (en el caso del agua, para poner un ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.

RELACIÓN MOLAR: Es el cociente entre el número de moles de cualquier par de especies implicadas en una reacción química; sirve como factor de conversión para pasar del número de moles de una sustancia al número correspondiente de otra en una reacción química.

RENDIMIENTO TEÓRICO, REAL Y PORCENTUAL: El rendimiento teórico es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con la ecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene al final. Y el rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real al teórico multiplicada por 100.

RESISTENCIA: Se denomina resistencia eléctrica, R, de una sustancia, a la oposición que encuentra la corriente eléctrica durante su recorrido. Su valor viene dado en ohmios, se designa con la letra griega omega mayúscula (Ω), y se mide con el Óhmetro. También se define como la propiedad de un objeto o sustancia de transformar energía eléctrica en otro tipo de energía de forma irreversible, generalmente calor. Esta definición es válida para la corriente continua y para la corriente alterna cuando se trate de elementos resistivos puros, esto es, sin componente inductiva. De existir estos componentes reactivos, la oposición presentada a la circulación de corriente recibe el nombre de imperancia. Según sea la magnitud de esta oposición, las sustancias se clasifican en conductoras, aislantes y semiconductoras. Existen además ciertos materiales en los que, en determinadas condiciones de temperatura, aparece un fenómeno denominado superconductividad, en el que el valor de la resistencia es prácticamente nulo.

RESONANCIA: Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, NO₃^-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 x 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de 6 e^- por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo de N ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.

S

SACABOCADOS: es el instrumento utilizado para perforar tapones de goma o de corcho. Viene en seis medidas diferentes.

SACAROSA (caña de azúcar C₁₂H₂₂O₁₁): azúcar de origen vegetal. Comercialmente se lo extrae de la caña de azúcar y de la remolacha. Es un disacárido formado de una unidad de glucosa y otra de fructosa. Se hidroliza en una mezcla de fructosa y glucosa por la enzima invertasa. Puesto que esta mezcla tiene una rotación óptica diferente (levo rotatoria) a la sacarosa original, se le llama azúcar invertida.

SALES: Las sales son compuestos iónicos formados por los cationes de las bases y los aniones de los ácidos, se obtienen por reacción de los ácidos con los metales, las bases u otras sales, y por reacción de dos sales que intercambian sus iones. Las sales se clasifican de acuerdo a las fuerzas de los ácidos y las bases de las cuales se derivan: 1.- La sal de una base fuerte y de un ácido fuerte, Ej.,KCl, no se hidroliza al ser disuelta en agua, y sus disoluciones son neutras. 2.- La sal de una base fuerte y de un ácido débil, Ej. Na₂CO₃, sufre hidrólisis cuando se disuelve en agua, y sus disoluciones son básicas. 3.- La sal de un ácido fuerte y una base débil, Ej., NH₄Cl, también sufre hidrólisis, y sus disoluciones son ácidas. Por lo tanto, las sales en las que todos los H sustituibles de los ácidos han sido sustituidos por iones metálicos o radicales positivos se llaman sales neutras, Ej. NaCl. Las sales que contienen átomos de H sustituibles son sales ácidas, Ej., el carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio), NaHCO₃. Las sales básicas son aquéllas que poseen algún grupo oxhidrilo, por ejemplo el sulfato básico de aluminio, Al(OH)SO₄.

SALES BINARIAS: Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no metal.Se les denomina utilizando el nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el nombre del metal; mediante un número romano se indica el estado de oxidación del metal cuando éste presenta más de una valencia. EJEMPLO: Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock. KBr; bromuro de potasio; bromuro de potasio. FeCl₂; cloruro ferroso; cloruro de fierro (II). FeCl₃; cloruro férrico; cloruro de Hierro (III). CuS sulfuro cúprico; sulfuro de cobre (II).

SATURACIÓN: Estado de una solución que ya no admite más cantidad de la sustancia que disuelve: la saturación de agua y azúcar no admite ni un gramo sólido más.

SILICIO (Si): es un elemento químico metaloide o semi metálico. Su Z= 14, y pertenece al grupo 14 (IVA) de la tabla periódica. Forma parte de la familia de los carbonoideos. Es el segundo elemento más abundante en la corteza terrestre después del oxígeno.

El nombre Silicio deriva del latín silex (pedernal). Los compuestos silíceos fueron ya de gran importancia en la prehistoria Las herramientas y las armas hechas de pedernal; una de las variedades del SiO₂ fueron los primeros utensilios del hombre. En 1823 Berzelius obtuvo silicio amorfo al hacer reaccionar tetrafluoruro de silicio sobre K fundido. Al lavar el producto con agua, obtuvo un polvo pardo que era silicio amorfo. A diferencia del C, no existe libre en la naturaleza. Como dióxido se encuentra en varias formas de cuarzo: Cristal de roca, Amatista, Cuarzo ahumado, Cuarzo rosa, y cuarzo lechoso. La arena es en gran parte CO₂ (sílice). La mayoría de las rocas, salvo las calizas, contienen Si: ej. el feldespato (Si₃O₈KAl); el asbesto (SiO₃)₄Mg₃Ca; la mica (SiO₄)₃H₂KAl₃; etc. El silicio amorfo es un polvo pardo, mas activo químicamente que la variedad cristalina. La silicona es la descomposición de los haluros de silicio en alcohol.

SISTEMA INTERNACIONAL DE MEDIDA (SI)

 Unidades básicas:

Magnitud		Nombre	Símbolo
Longitud		metro	m
Masa		kilogramo	Kg.
Tiempo		segundo	s
Intensidad de corriente eléctrica		ampere	A
Temperatura termodinámica		kelvin	K
Cantidad de sustancia		mol	mol
Unid. de longitud: metro (m)	El m es la longitud recorrida en el vacío por la luz en 1/299 792 458 segundos
Unidad de masa	El kilogramo (Kg.) es igual a la masa del prototipo internacional del kilogramo
Unidad de tiempo	El seg., es la duración de 9 192 631 770 periodos de la radiación correspondiente a la transición entre los dos niveles hiperfinos del Cs133.
Unidad de intensidad .de corriente eléctrica	El ampere (A) es la intensidad de una corriente constante que manteniéndose en dos conductores paralelos, rectilíneos, de longitud infinita, de sección circular despreciable y situados a una distancia de un metro uno de otro en el vacío, produciría una F= 2·10-7N/m..
Unidad de temperatura termodinámica	El kelvin (K), unidad de temperatura termodinámica, es la fracción 1/273,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua.
Unidad de cantidad de sustancia	El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones etc.) como átomos hay en 0,012 kg., de C 12.

SISTEMA MATERIAL: Llamamos sistema material a cualquier parte del Universo que se toma para su estudio. Como los sistemas que podemos encontrar presentan distintas características, los clasificamos de acuerdo con ellas. Podemos tener así sistemas homogéneos, heterogéneos e in homogéneo. Los sistemas son en general complejos y constan de uno o más materiales. Cada material tiene características particulares que se llaman propiedades. Existe un conjunto de propiedades que sólo dependen de la naturaleza del material y que no varían junto con la cantidad. Estas propiedades se llaman propiedades intensivas. Ej. el color, el olor, el estado físico, el punto de ebullición, conductividad eléctrica, etc. Además existen otras propiedades que dependen de la cantidad del material. Estas propiedades se llaman propiedades extensivas. Ej. el volumen, la masa, la superficie, etc.Cada una de las porciones diferentes de un sistema heterogéneo se llama fase. Los sistemas heterogéneos presentan discontinuidades o superficies de separación entre fases. Cada fase es un sistema homogéneo porque tiene propiedades intensivas idénticas en toda su extensión. Además pueden existir otros sistemas materiales llamados sistemas in homogéneos. Se parecen mucho a los sistemas heterogéneos, sólo que no hay separación de fases pues la composición varía tan gradualmente que no se puede distinguir. Ej. la atmósfera ya que las capas que la componen no tienen una separación que pueda observarse fácilmente. La composición de los gases de la atmósfera varía muy gradual y lentamente.

SISTEMA MATERIAL. COMPONENTES: Se define como el menor numero de especies químicas diferentes e independientes necesaria para describir la composición de las diferentes fases del sistema. (Ej. Agua con azúcar disuelto forman una sola fase, que está formada por dos componentes: azúcar y agua.)

SODIO(Na): Z= 11. Descubierto por: Humphry Davy. Origen: pues se obtuvo de la sustancia llamada sosa.

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

SÓLIDO: Es uno de los cinco estados de agregación de la materia. Se caracteriza porque opone resistencia a los cambios de forma y los cambios de volumen. La Física de los sólidos es la disciplina que estudia las propiedades físicas de los sólidos a partir de la estructura interna de los mismos. Esto incluye los semiconductores y la superconductividad. Manteniendo constante la presión, a baja temperatura los cuerpos se presentan en forma sólida tal que los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados generalmente rígidos, incomprensibles, duros y resistentes. Poseen volumen constante y no se difunden, ya que no pueden desplazarse. Los sólidos presentan propiedades específicas: Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un elástico o un resorte son objetos en los que podemos observar esta propiedad. Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo).Dureza: Un sólido es duro cuando no puede ser rayado por otro más blando. El diamante es un ejemplo de sólido con dureza elevada.

SÓLIDOS AMORFOS: Sólidos no cristalino con estructura ni ordenada ni definida.

SÓLIDOS: CRISTALINOS: sólidos que se caracterizan por un ordenamiento regular de sus partículas.

SOLUBILIDAD: Cantidad de sólido o soluto que se disuelve en una disolución saturada a una determinada temperatura, se denomina solubilidad de un soluto en ese líquido o disolvente a esa temperatura. La solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, y también de la temperatura del sistema. En general, a medida que aumenta la temperatura, también aumenta la solubilidad.

En las soluciones líquidas, el proceso de disolución de un soluto líquido o sólido, consiste en vencer las fuerzas de atracción de los constituyentes de él (átomos, moléculas o iones) por parte de los componentes del solvente y a la vez, reemplazar uno de los suyos, por uno del soluto. Por lo tanto, es más soluble un soluto en un solvente de características similares que en otro que no lo es, por ejemplo, la sal común (Na Cl) está formada por cristales iónicos y es por eso que es soluble en el agua, que es un solvente polar. En cambio, el iodo molecular (I₂) que está formado por cristales moleculares, entre los cuales solamente existen fuerzas de Van der Waals, es más soluble en tetracloruro de carbono, que es un solvente apolar.

SOLUCION ó DISOLUCIÓN: Es todo sistema material homogéneo, presenta una fase homogénea gaseosa, líquida o sólida que contiene   más de una sustancia. Cuando dos o más materiales se mezclan pueden formar soluciones. Las soluciones son sistemas en los cuales no pueden distinguirse sus componentes ni a simple vista ni con microscopio. Ej. el alcohol, el vinagre, la lavandina. Todas ellas se preparan con agua y otros materiales. Cuando un material está formado por partículas idénticas y en la misma proporción se llama sustancia. Ej. el azúcar, el hierro y la sal son sustancias. Por el contrario, la madera o el cemento no son sustancias. Resumiendo: Las soluciones son sistemas homogéneos compuestos por más de una sustancia. Todas las soluciones están formadas por al menos un soluto y un solvente. Las soluciones son mezclas homogéneas entre solutos y solventes. El soluto es el que se disuelve en el solvente. El solvente debe encontrarse siempre en mayor cantidad, excepto el agua.

SOLUCIONES BINARIAS: Estas disoluciones están formadas por dos componentes: 1) Solvente: es el medio de dispersión.2) Soluto: es el componente disperso. La concentración de soluto en la solución, se puede expresar de diferentes modos: a) Porcentaje peso / peso o masa/masa (% P/P); Indica la masa de soluto ( o solvente ) ,expresada en gramos, que hay en 100 [ g ] de solución; b) Porcentaje peso / volumen o masa / volumen (%P/V): Indica la masa de soluto ( o solvente ), expresada en gas,,que hay en 100 [ ml ] de solución. c ) Porcentaje volumen / volumen (V/V); Indica el volumen de soluto ( o solvente ), expresado en mililitro, que hay en 100 [ ml ] de solución; d ) Fracción molar ( c ); Es el cociente entre el número de moles de soluto ( o solvente ) y el número total de moles. e) Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto que hay en 1000 [ ml ] de solución; f ) Molalidad ( m ): Indica el número de moles de soluto que hay por cada 1000 [ g ] de solvente. g) Normalidad (N): Indica el número de equivalentes gramo de soluto que hay en 1000 [ml] de solución

SOLUCIONES NO SATURADAS son las que tienen menor cantidad de soluto que la solución saturada a esa temperatura.

SOLUCIONES SATURADAS: Las soluciones saturadas son las que tienen disuelto el máximo posible de soluto a una cierta temperatura, para una determinada cantidad de solvente.

SOLUTO: Es la sustancia que se halla en menor proporción en una solución, la cual se halla   disuelta en el solvente.

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.

SOLVENTE NO POLAR: es el que no tiene un movimiento dipolar eléctrico permanente y que por consiguiente tampoco tiene la propiedad de asociación intermolecular con especies polares. Los solventes no polares son , por lo general, buenos solventes para solutos no polares. Ej. el tetracloruro de carbono (CCl₄), el hexano (C₆H₁₄) , el benceno (C₆H₆), son buenos solventes para el Yodo.

SOLVENTE POLAR: es aquél en el cual las moléculas tienen un momento dipolar entre moderado y alto y en los cuales son fácilmente solubles los compuestos polares e iónicos. Ej. el agua es un buen solvente para muchas especies iónicas, tales como el NaCl; KNO₃; o moléculas polares como los azúcares pero no disuelve la cera de la parafina.

SOLVENTE UNIVERSAL: El agua es considerada como el solvente universal por su gran capacidad de disolver a gran variedad de sustancias. Ej., disuelve a la sal de mesa (cloruro de sodio), mediante un proceso denominado SOLVATACIÓN.

SOPORTE UNIVERSAL: es un elemento metálico que se utiliza para armar aparatos. Está formado por una base en de rectángulo, y desde el centro de uno de los lados, tiene una varilla cilíndrica que sirve para sujetar otros elementos a través de nueces y doble nueces.

SUBLIMACIÓN: Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado GASEOSO al SÓLIDO, por disminución de la temperatura, sin pasar por el estado líquido intermedio.

SULFATO DE COBRE (II) (sulfato cúprico CuSO₄): sólido cristalino azul por estar penta hidratados (CuSO₄ 5H₂O). Se obtiene industrialmente haciendo pasar aire por una mezcla caliente de ácido sulfúrico diluido y cobre metálico. Es soluble en agua. El sulfato de Cu(II) anhidro es blanco extremadamente higroscópico, y se vuelve azul al absorber agua. Se utiliza como preservativo de madera, como fungicida y en la industria de tintura y electro plastia.

SULFATO DE SODIO: (Sulfato sódico, Na₂SO₄), es una sustancia incolora, cristalina muy soluble en agua e insoluble en la mayoría de los solventes orgánicos con excepción de la glicerina. Aplicaciones: El sulfato sódico anhidro tiene propiedades higroscópicas y por lo tanto es utilizado como desecante en el laboratorio. También se utiliza en la fabricación de la celulosa y como aditivo en la fabricación del vidrio.

SULFITO DE SODIO (Na₂SO₃): sólido blanco formado por la reacción de la cantidad exacta de SO₂ con Na₂CO₃ ó NaOH. Es soluble en agua y se cristaliza en cristales incoloros.

SUPERÓXIDO DISMUTASA: Estructura de la unidad monomérica de superóxido dismutasa 2 humana. La enzima superóxido dismutasa (SOD) cataliza la dismutación de superóxido en oxígeno y peróxido de hidrógeno. Debido a esto es una importante defensa antioxidante en la mayoría de las células expuestas al oxígeno. Una de las excepciones se da en Lactobacillus plantarum y en lactobacilli relacionados que poseen un mecanismo diferente.

SUSTANCIA: es toda porción de materia que comparte determinadas propiedades intensivas. Se denomina sustancia pura (llamada así para distinguirla de una mezcla) a todo aquel sistema homogéneo que posea un sólo componente. Las sustancias puras pueden ser simples o compuestas. También se refiere a la unión de uno o más átomos iguales con interacción química, es decir, que se encuentran enlazados con fuertes lazos químicos, que no es posible separar de manera física. Una sustancia simple es aquella sustancia pura que está formada por átomos de un único elemento en sus posibles estados alotrópicos, que no pueden descomponerse en sustancias más simples. Una sustancia compuesta es aquella sustancia pura en cuya composición encontramos varias clases de átomos en una proporción constante

SUSTRATO: En química, un sustrato o substrato es una especie química que se considera, de forma explícita, objeto de la acción de otros reactivos. Por ejemplo, un compuesto cuya transformación está afectada por un catalizador.

T

TABLA PERIODICA: Tabla de los elementos escrita en orden secuencial de Z y dispuesta en hileras horizontales (periodos) y columnas verticales (grupos), para ilustrar las semejanzas que se dan en las propiedades de los elementos como una función periódica de la secuencia. Cada elemento, representado por un símbolo y número atómico, ocupa un cuadro separado, y la disposición secuencial sigue el orden del número atómico. La tabla divide los elementos en 18 grupos, designados por encabezamientos numéricos en cada columna, y en siete periodos. Dos hileras (lantánidos o tierras raras y actínidos) ocupan posiciones especiales fuera del cuerpo principal de la tabla, porque no pueden ser incluidos de manera adecuada en los periodos seis y siete. Los elementos que siguen al laurencio (número atómico 103) se cree que se incluirán en un tercer grupo, el grupo súper-actínido, fuera del cuerpo principal de la tabla periódica. En general, los elementos de un mismo grupo exhiben un estado de oxidación semejante. La tabla periódica efectúa también una división en metales y no metales. Entre el área ocupada por los elementos meramente metálicos y la ocupada por los no metales hay un límite mal definido de elementos cuyas propiedades son transicionales entre los elementos metálicos y los no metálicos. A estos elementos indefinidos se los llama metaloides. Hay muchos otros ejemplos del inmenso poder correlativo de la disposición de la tabla periódica, a saber: potencial de oxidación, conductividad eléctrica, punto de fusión, punto de ebullición, radio iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, espectro óptico y comportamiento magnético. Pocas sistematizaciones en la historia de la ciencia pueden rivalizar con el concepto periódico como una revelación total del orden del mundo físico. En el patrón rítmico de las propiedades de los elementos, las unidades arquitectónicas del universo no cambian en forma caprichosa o completamente nueva. De descubrirse un elemento nuevo en el futuro, éste deberá ocupar un lugar en el sistema periódico que esté de acuerdo con el orden y exhibirá las propiedades características conocidas.

TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO - CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS: El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso de manifiesto entre algunos de ellos ciertas semejanzas. Esto indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos no solo con objeto de facilitar su conocimiento y su descripción, sino, más importante, para las investigaciones que conducen a nuevos avances en el conocimiento de la materia. Primera tentativa de clasificación: Triadas de Döbereiner. Entre 1817 y 1829, J. W. Döbereiner, profesor de Química de la Universidad de Jena, expuso su ley de las triadas, agrupando elementos con propiedades semejantes. Segunda tentativa de clasificación: Ley de las octavas de Newlands. En 1864, el químico inglés J. A. R. Newlands observó que dispuestos los elementos en orden crecientes a sus pesos atómicos, después de cada siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero y por analogía con la escala musical enunciaba su ley de las octavas. Tercera tentativa de clasificación: Sistema periódico de Mendelejeff. Fue el químico ruso Dimitri I. Mendelejeff el que estableció la tabla periódica de los elementos comprendiendo el alcance de la ley periódica. Tabla Periódica: Los primeros trabajos de Mendelejeff datan de 1860 y sus conclusiones fueron los siguientes postulados: 1. Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos, muestran una evidente periodicidad. 2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos atómicos semejantes (K, Rb, Cs). 3. La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde a su valencia. 4. Los elementos más difundidos en la Naturaleza son los de Z pequeño. Estos poseen propiedades bien definidas. Son elementos típicos 5. El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus propiedades. 6. Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos. 7. En determinados elementos puede corregirse el peso atómico si se conoce el de los elementos adyacentes. La tabla periódica moderna consta de siete períodos y ocho grupos. Períodos: Ordenamiento horizontal de elementos. Grupo Ordenamiento vertical de elementos. Familia: Grupo de elementos que tienen propiedades semejantes.  Ventajas del sistema de Mendelejeff

1. Corrigió los pesos atómicos y las valencias de algunos elementos por no tener sitio en su tabla de la forma en que eran considerado hasta entonces. 2. Señaló las propiedades de algunos elementos desconocidos, entre ellos, tres a los que llamó eka-boro, eka-aluminio, y eka-silicio. 3. En 1894 Ramsy descubrió un gas el que denominó argón. Es monoatómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarían un grupo. En efecto, poco después se descubrieron los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero. 4. Todos los huecos que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendelejeff. Defectos de la tabla de Mendelejeff: .- No tiene un lugar fijo para el H. - Destaca una sola valencia. .- El conjunto de elementos con el nombre de tierras raras o escasas (lantánidos) no tiene ubicación en la tabla o es necesario ponerlos todos juntos en un mismo lugar, como si fueran un solo elemento, lo cual no es cierto. .- No había explicación posible al hecho de que unos períodos contarán de 8 elementos: otros de 18, otros de 32, etc. .- La distribución de los elementos no está siempre en orden creciente de sus pesos atómicos. - Tabla periódica moderna: Actualmente se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos". Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos.

TAMIZACIÓN: método de separación de fases que se aplica a sistemas materiales heterogéneos, formados por sólidos de diferentes tamaños, y donde uno de ellos debe ser de menor diámetro que los orificios del tamiz (Ej. harina y arroz)

TAPÓN PERFORADO: tapón de vidrio o de goma con un orificio central realizado con el sacabocados. En el orificio se coloca el termómetro, o un tubo de vidrio (recto o acodado)

TELA METÁLICA CON AMIANTO: Van colocadas encima del mechero, apoyadas en el trípode o sobre el aro metálica que está sujeto al soporte universal. Sobre ellas se coloca el recipiente que se quiere calentar, evitando así que la llama le de directamente.

TEMPERATURA: Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de velocidad o coeficiente cinético frente a la temperatura puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius, por el cual el logaritmo neperiano de la constante de velocidad es inversamente proporcional a la temperatura. Ln (k1/k2) = −(Ea/R)(1/T2−1/T1) Para un buen número de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados. La Ecuacion estaba mal planteada es (1/T2−1/T1)

TENSIÓN SUPERFICIAL: En el interior del líquido, todas las moléculas están rodeadas por otras moléculas de líquido que la atraen, como todas las fuerzas de atracción son iguales, es como si no se ejerciera ninguna fuerza sobre ella, por lo que puede moverse libremente. En la superficie, las moléculas sólo están rodeadas por el interior del líquido y por su superficie, así que hay una fuerza neta sobre ellas que se manifiesta en la tensión superficial, la fuerza mantiene unida la superficie del líquido y hace que ésta se comporte como una lámina que hay que romper para penetrar en el líquido. Debido a la fortaleza de la tensión superficial, entrar en el seno del líquido cuesta trabajo y algunos insectos pequeños pueden moverse por la superficie del líquido sin hundirse en él. Ej. los mosquitos, las chinches acuática etc.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: Los átomos de un mismo elemento son todos iguales. Los átomos de dos elementos distintos son diferentes. Cuando unos elementos se combinan con otros, lo hacen en unas proporciones definidas. Los átomos de los elementos no cambian en el transcurso de las reacciones.

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES: El comportamiento de los gases, enunciadas mediante las leyes anteriormente descriptas, pudo explicarse satisfactoriamente admitiendo la existencia del átomo. El volumen de un gas: refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad. 

La reducción de las variables macroscópicas a variables mecánicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto. La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal. La teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

TEORÍA CINETICO – MOLECULAR: Esta teoría describe el comportamiento y las propiedades de la materia en base a cuatro postulados: 1.- La materia está constituida por partículas que pueden ser átomos ó moléculas cuyo tamaño y forma característicos permanecen el estado sólido, líquido ó gas. 2.- Estas partículas están en continuo movimiento aleatorio. En los sólidos y líquidos los movimientos están limitados por las fuerzas cohesivas, las cuales hay que vencer para fundir un sólido ó evaporar un líquido. 3.- La energía depende de la temperatura. A mayor temperatura más movimiento y mayor energía cinética. 4.- Las colisiones entre partículas son elásticas. En una colisión la energía cinética de una partícula se transfiere a otra sin pérdidas de la energía global. La teoría cinético molecular nos describe el comportamiento y las propiedades de los gases de manera teórica. Se basa en las siguientes generalizaciones. 1.- Todos los gases tienen átomos ó moléculas en continuo movimiento rápido, rectilíneo y aleatorio. 2.- Los átomos ó moléculas de los gases están muy separados entre sí, y no ejercen fuerzas sobre otros átomos ó moléculas alvo en las colisiones. Las colisiones entre ellos o con las paredes son igualmente elásticas. Los gases que cumplen estas condiciones se denominan ideales. En realidad estos gases no existen, pero los gases reales presentan un comportamiento similar a los ideales en condiciones de baja presión alta temperatura. En general los gases son fácilmente compresibles y se pueden licuar por enfriamiento ó compresión.
Las propiedades y cantidades de los gases se explicar en términos de presión, volumen, temperatura y número de moléculas, estos cuatro son los parámetros usados para definir la situación de un gas

TEORÍA CUÁNTICA: Es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría cuántica fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Según Planck, la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de radiación electromagnética es siempre un múltiplo de una constante, llamada posteriormente constante de Planck por la frecuencia v de la radiación. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica. Los siguientes avances importantes en la teoría cuántica se debieron a Albert Einstein, que empleó el concepto del cuanto introducido por Planck para explicar determinadas propiedades del efecto fotoeléctrico, un fenómeno experimental en el que una superficie metálica emite electrones cuando incide sobre ella una radiación. Según la teoría clásica, la energía de los electrones emitidos -medida por la tensión eléctrica que generan- debería ser proporcional a la intensidad de la radiación. Sin embargo, se comprobó que esta energía era independiente de la intensidad -que sólo determinaba el número de electrones emitidos- y dependía exclusivamente de la frecuencia de la radiación. Cuanto mayor es la frecuencia de la radiación incidente, mayor es la energía de los electrones; por debajo de una determinada frecuencia crítica, no se emiten electrones. Einstein explicó estos fenómenos suponiendo que un único cuanto de energía radiante expulsa un único electrón La energía del cuanto es proporcional a la frecuencia, por lo que la energía del electrón depende de la frecuencia. A medida que se han ido descubriendo las distintas partículas que conformas el átomo y se han ido estudiando mas a fondo cada una de ellas, los modelos atómicos han ido variando comenzando por el modelo atómico de Dalton, luego pasando por el de Thomson, Rutherford y Bohr para terminar en el modelo atómico actual. El comportamiento de las partículas atómicas ha podido contribuir al estudio de la composición de los elementos por medio de los distintos espectros y la utilización de la teoría cuántica.

TEORÍA CUÁNTICA: LÍNEA DEL TIEMPO. A comienzos del s. XX, los científicos pensaban que habían logrado comprender la mayoría de los principios fundamentales de la naturaleza. Los átomos eran los bloques constructivos sólidos de la naturaleza; la gente creía en las leyes Newtonianas del movimiento; y la mayoría de los problemas parecían estar resueltos. Sin embargo, comenzando con la teoría de la relatividad de Einstein, que modifica la mecánica de Newton, los científicos gradualmente se dieron cuenta de que su conocimiento estaba lejos de ser completo. El creciente campo de la mecánica cuántica era de particular interés; la mecánica cuántica alteró completamente los conceptos fundamentales de las ciencias físico- químicas. Partículas descubiertas entre 1898 y 1964:

1900.- Max Planck sugirió que la radiación está cuantificada (aparece en cantidades discretas.) 1905.- Albert Einstein, uno de los pocos científicos que tomó en serio las ideas de Planck; propuso un cuanto de luz (el fotón) que se comporta como una partícula. Las otras teorías de Einstein explicaron la equivalencia entre la masa y la energía, la dualidad partícula-onda de los fotones, el principio de equivalencia, y especialmente la relatividad. 1909.- Hans Geiger y Ernest Marsden, bajo la supervisión de Ernest Rutherford, dispersaron partículas alfa mediante una hoja de oro y observaron grandes ángulos de dispersión; sugirieron que los átomos tienen un núcleo pequeño y denso, cargado positivamente. 1911.- Ernest Rutherford infirió la existencia del núcleo como resultado de la dispersión de las partículas alfa en el experimento realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden. 1912.- Albert Einstein explicó la curvatura del espacio-tiempo. 1913.- N. Böhr construyó una teoría de la estructura atómica, basándose en ideas cuánticas. 1919.- Ernest Rutherford encontró la primer evidencia de un protón. 1921.- James Chadwick y E.S. Bieler concluyeron que alguna fuerza tiene que mantener unido el núcleo. 1923.- Arthur Compton descubrió la naturaleza cuántica (partícula) de los rayos x, confirmando de este modo al fotón como partícula. 1924.- Louis de Broglie propuso que la materia tiene propiedades ondulatorias. 1925 (Enero).- Wolfgang Pauli formuló el principio de exclusión para los electrones de un átomo. 1925 (Abril).- Walther Bothe y Hans Geiger demostraron que la energía y la masa se conservan en los procesos atómicos. 1926.- Erwin Schroedinger desarrolló la mecánica ondulatoria, que describe el comportamiento de sistemas cuánticos constituidos por bosones. Max Born le dió una interpretación probabilística a la mecánica cuántica. G.N. Lewis propuso el nombre de "fotón" para el cuanto de luz. 1927.- Se observó que ciertos materiales emiten electrones (decaimiento beta). Dado que ambos, el átomo y el núcleo, tienen niveles discretos de energía, es difícil entender por qué los electrones producidos en esta transición, pueden tener un espectro continuo (vea 1930 para tener una respuesta.) 1927.- Werner Heisenberg formuló el principio de in certeza: cuanto más sabe ud. sobre la energía de una partícula, menos sabrá sobre el tiempo en el que tiene esa energía (y vice versa.) La misma incertidumbre se aplica al ímpetu y la coordenada.

1928.- Paul Dirac combinó la mecánica cuántica y la relatividad especial para describir al electrón. 1930.- La mecánica cuántica y la relatividad especial están bien establecidas. Hay tres partículas fundamentales: protones, electrones, y fotones. Max Born, después de tomar conocimiento de la ecuación de Dirac, dijo, "La física, como la conocemos, será obsoleta en seis meses." 1930.- Wolfgang Pauli sugirió el neutrino para explicar el espectro continuo de los e-. 1931.- Paul Dirac comprendió que las partículas cargadas positivamente requeridas por su ecuación eran nuevos objetos (el los llamó "positrones"). Son exactamente como electrones, pero cargados positivamente. Este es el primer ejemplo de antipartículas. 1931.- James Chadwick descubrió el neutrón. Los mecanismos de las uniones nucleares y los decaimientos se convirtieron en problemas principales. 1933-34.- Enrico Fermi desarrolló una teoría del decaimiento beta, que introdujo las interacciones débiles. Ésta es la primera teoría que usa explícitamente los neutrinos y los cambios de sabor de las partículas. 1933-34.- Hideki Yukawa combinó la relatividad y la teoría cuántica, para describir las interacciones nucleares sobre la base del intercambio, entre protones y neutrones, de nuevas partículas (mesones llamados "piones"). A partir del tamaño del núcleo, Yukawa concluyó que la masa de las supuestas partículas (mesones) es superior a la masa de 200 electrones. Éste es el comienzo de la teoría mesónica de las fuerzas nucleares. 1937.- Una partícula con una masa de 200 electrones es descubierta en los rayos cósmicos. Mientras que al principio, los físicos pensaron que era el pión de Yukawa, se descubrió más tarde que era un muón. 1938.- E.C.G. Stuckelberg observó que los protones y los neutrones no decaen hacia ninguna combinación de electrones, neutrinos, muones, o sus antipartículas. La estabilidad del protón no puede ser explicada en términos de conservación de energía o de carga; propuso la conservación independiente del número de partículas pesadas. 1941.- C. Moller y Abraham Pais introdujeron el termino "nucleón" como un término genérico para los protones y los neutrones. 1946-47.- Los físicos comprendieron que la partícula del rayo cósmico, que se pensaba que era el mesón de Yukawa, es en cambio un "muón", la primer partícula en ser encontrada, de las de la segunda generación de partículas materiales. Este descubrimiento fue completamente inesperado -- I.I. Rabi comentó "¿quién ordenó ésto?" El término "leptón" se introdujo para describir objetos que no interactúan demasiado fuerte (los electrones y los muones son leptones). 1947.- En los rayos cósmicos es encontrado un mesón, que interactúa fuertemente, y se determina que es un pión. 1947.- Los físicos desarrollan procedimientos para calcular las propiedades electromagnéticas de los electrones, positrones, y fotones. Introducción de los diagramas de Feynman. 1948.- El sincro-ciclotrón de Berkeley produce los primeros piones artificiales. 1949.- Enrico Fermi y C.N. Yang sugieren que un pión es una estructura compuesta por un nucleón y un antinucleón. Esta idea de partículas compuestas es completamente revolucionaria. 1949.- Descubrimiento de K+ vía sus decaimientos. 1950.- Es descubierto el pión neutro. 1951.- Se descubren dos nuevos tipos de partículas en los rayos cósmicos. Son descubiertas mientras se observan unas trazas en forma de V; se las descubre al reconstruir los objetos eléctricamente neutros, que tenían que haber decaído, para producir los dos objetos cargados, que dejaron las trazas. Las partículas fueron llamadas la lambda0 y la K0. 1952.- Descubrimiento de la partícula delta: eran cuatro partículas similares (delta++, delta+, delta 0, y delta-.) 1952.- Donald Glaser inventó la cámara burbuja. Comienza a operar el Cosmotrón de Brookhaven , un acelerador de 1.3 GeV. 1953.- El comienzo de la "explosión del número de partículas"-- una verdadera proliferación de partículas. 1953 – 57.- La dispersión de electrones por un núcleo, revela una distribución de la densidad de carga dentro de los protones, y neutrones. La descripción de esta estructura electromagnética de los protones y neutrones, sugiere cierta estructura interna en estos objetos; a pesar de eso se los sigue considerando como partículas fundamentales. 1954.- C.N. Yang y Robert Mills desarrollan un nuevo tipo de teoría, llamada "teorías de calibre (o de Gauge)." Aunque no fueron aceptadas en ese momento, este tipo de teorías constituyen actualmente la base del Modelo Standard. 1957.- Julian Schwinger escribe un trabajo proponiendo la unificación de las interacciones débiles y electromagnéticas. 1957-59.- Julian Schwinger, Sidney Bludman, y Sheldon Glashow, en trabajos separados, sugieren que todas las interacciones débiles son mediadas por bosones pesados cargados, más tarde llamados W+ y W-. Realmente, Yukawa fue el primero que discutió el intercambio de bosones veinte años antes, pero él había propuesto al pión como mediador de las fuerzas débiles. 1961.- A medida que el número de partículas conocidas se incrementaba, el grupo SU (3), un esquema de clasificación matemático para organizar las partículas, ayudó a los físicos a reconocer patrones en los tipos de partículas. 1962.- Los experimentos verificaron que existen dos tipos distintos de neutrinos (neutrinos electrón y neutrinos muón). Esto ya había sido inferido, por consideraciones teóricas.

TEORÍA CORPUSCULAR: Desde hace miles de años los científicos se preguntan cómo es la estructura íntima de le materia y por qué algunos materiales son sólidos, otros son líquidos y otros gaseosos. En muy pocas ocasiones los científicos pueden observar directamente aquello que estudian­. Por ejemplo, los astrónomos no presenciaron el Big Bang y los paleontólogos nunca viera'" un dinosaurio vivo. Hasta hoy los químicos no han podido observar directamente la estructura de un átomo; tampoco los físicos han visto una fuerza. Cuando los científicos no pueden acceder directamente a aquello que estudian, lo imagina tratan de representarlo de alguna manera. Se denomina modelo a dicha representación. A través de los modelos, los científicos explican la realidad. Sin embargo, los modelos no son la realidad; son imitaciones o simulaciones de la realidad que facilitan su comprensión. En las ciencias se inventan modelos para comprender fenómenos, entender acontecimientos y conocer sustancias, objetos o seres ya extinguidos. Los modelos científicos se construyen a partir de teorías científicas, es decir, de ideas e hipótesis que los especialistas elaboran partir de los resultados que obtienen de experiencias, exploraciones, experimentos, descubri­mientos u otro tipo de investigaciones. Las teorías y los modelos elaborados por los científicos permiten interpretar, entre otras cosas, cómo está compuesta la materia, por qué se presenta en diferentes estados de agrega­ción y la variedad de materiales existente. La teoría científica actual que explica la estructura íntima de la materia y sus estados se denomina Teoría corpuscular. Esta teoría sostiene que la materia está compuesta por partículas o corpúsculos y espacios entre ellos. Esas partículas son tan pequeñas que actualmente es imposible observarlas individualmente. En ciencias se dice que la materia es discontinua porque se la cree formada por corpúsculos. y espacios vacíos entre ellos. Imaginar que la materia está compuesta por partículas y espa­cios permite explicar sus propiedades y transformaciones. Entre los corpúsculos se ejercen fuerzas de diferente intensidad. La intensidad de las fuer­zas determina el estado de agregación del material. Toda la materia, se presente en estado sóli­do, líquida o gaseoso, está formada por partículas más o menos próximas entre sí. La variedad de materiales depende de su composición íntima, es decir, del tipo de corpús­culos que los componen.

Algunas de las ideas más importantes que componen la Teoría corpuscular son las siguientes:

* la materia está compuesta por partículas o corpúsculos; * la variedad de materiales se debe a la diversidad de partículas; *entre las partículas hay espacios donde no hay nada, es decir, hay vacío; • entre las partículas se ejercen fuerzas de variada intensidad; *Ias partículas se mueven, ya sea por desplazamiento, por vibración o por rotación; *Los estados de agregación de la materia están relacionados con la disposición, el rendi­miento y la interacción de las partículas.

* una partícula no se puede hervir ni congelar; tampoco se puede pesar ni medir su temperatura. Se estudian las propiedades de un enorme conjunto de partículas.

TERMODINÁMICA:

La termodinámica es la rama de la física que estudia la energía, la transformación entre sus distintas manifestaciones, como el calor, y su capacidad para producir un trabajo. Está íntimamente relacionada con la mecánica estadística, de la cual se pueden derivar numerosas relaciones termodinámicas. La termodinámica estudia los sistemas físicos a nivel macroscópico, mientras que la mecánica estadística suele hacer una descripción microscópica de los mismos. La Ley de conservación de la Energía es la primera ley de la termodinámica: “si bien la energía se puede convertir de una forma en otra no puede ser creada ni destruida” o también “siempre que se produce una cantidad de una forma de energía debe desaparecer una cantidad exactamente equivalente de otras especies de energía”. El Equivalente Mecánico del Calor es: 1 caloría (E. calórica) = 4,183 Joules (E. mecánica) Leyes termodinámicas: Ley cero: 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 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: Nicolás 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.: , temperaturas de la fuente fría (c) y caliente (h).

, rendimiento máximo.

Otra interpretación: Es imposible construir una máquina térmica cíclica que transforme calor en trabajo sin aumentar la energía termodinámica del ambiente. Debido a esto podemos concluir que el rendimiento energético de una máquina térmica cíclica que convierte calor en trabajo siempre será menor a la unidad y ésta estará mas próxima a la unidad cuanto mayor sea el rendimiento energético de la misma. Es decir, mientras mayor sea el rendimiento energético de una máquina térmica, menor será el impacto en el ambiente, y viceversa. Tercera ley La Tercera ley de la termodinámica, propuesto por Walther Nernst, afirma que es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito de procesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. No es una noción exigida por la Termodinámica clásica, así que es probablemente inapropiado tratarlo de “ley”. Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólo generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero inaplicables a nivel cuántico. El demonio de Maxwell ejemplifica cómo puede concebirse un sistema cuántico que rompa las leyes de la Termodinámica. A la vez hay que recordar que el primer principio, el de conservación de la energía, es la más sólida y universal de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por la ciencia.

Rendimiento termodinámico: Un concepto importante en la ingeniería térmica es el de rendimiento. El rendimiento de una máquina térmica que funciona entre un foco frío Qc y uno caliente Qh se define como:

donde W es el trabajo proporcionado por la máquina.

Carnot demostró que el rendimiento máximo de una máquina es proporcional a la diferencia de temperatura de sus focos:

donde TcyTh son las temperaturas del foco frío y foco caliente medidas en Kelvin.

Este rendimiento máximo es el correspondiente al de una máquina térmica reversible la cual es sólo una idealización, por lo que cualquier máquina térmica construida tendrá un rendimiento menor que el de la máquina reversible operando entre los mismos focos. Lo cual constituye el teorema de Carnot.

Catalizador es una sustancia (compuesto o elemento) capaz de acelerar (catalizador positivo) o retardar (catalizador negativo o inhibidor) una reacción química, permaneciendo él mismo inalterado (no se consume durante la reacción). A este proceso se le llama catálisis. Los catalizadores no alteran el balance energético final de la reacción química, sino que sólo permiten que se alcance el equilibrio con mayor o menor velocidad. Muchos de los catalizadores actúan alterando superficies permitiendo encontrarse y unirse o separarse a dos o más reactivos químicos. En el mundo natural hay catalizadores biológicos o biocatalizadores, los más importantes son las enzimas, de naturaleza proteica aunque también existen ácidos ribonucleicos con capacidad catalítica, denominados ribozimas. La catálisis puede ser de dos tipos: Homogénea: El catalizador y el reactivo están en una misma fase, por ejemplo, en solución acuosa. Es el caso de la catálisis ácido-base y la catálisis enzimática. Heterogénea: El catalizador y reactivo se encuentran en distintas fases, como por ejemplo, la catálisis heterogénea de una reacción entre sustancias gaseosas adsorbidas en la superficie de metal. Este caso particular se conoce como catálisis de contacto.

Diagramas de energía

Diagrama de energías.La figura muestra el diagrama de una reacción de catalización, mostrando como varía la energía (E) de las moléculas participan en la reacción durante el proceso de reacción (tiempo, t). Todas las moléculas contienen una cantidad determinada de energía, que depende del número y del tipo de enlaces presentes en ella. Los sustratos (A y B) tienen una energía determinada, y el o los productos (AB en el gráfico) otra. Si la energía total de los sustratos es mayor que la de los productos (por ejemplo como se muestra en el diagrama), la reacción es exotérmica, y el exceso de energía se desprende en forma de calor. Por el contrario, si la energía total de los sustratos es menor que la de los productos, se necesita tomar energía del exterior para que la reacción tenga lugar, lo que se denomina reacción endotérmica. Cuando las moléculas de los sustratos se van acercando para reaccionar, se vuelven inestables (usando una analogía antropomórfica, a las moléculas "les gusta" mantener su espacio vital, y las intromisiones no son bienvenidas). La inestabilidad se manifiesta como un aumento de la energía del sistema (es el pico de energía que se ve en el diagrama). Cuando los sustratos se convierten en productos, las moléculas se separan y se relajan de nuevo, y el conjunto se estabiliza. Las enzimas catalizan las reacciones estabilizando el intermedio de la reacción, de manera que el "pico" de energía necesario para pasar de los sustratos a los productos es menor. El resultado final es que hay muchas más moléculas de sustrato que chocan y reaccionan para dar lugar a los productos, y la reacción transcurre en general más deprisa. Un catalizador puede catalizar tanto reacciones endotérmicas como exotérmicas, porque en los dos casos es necesario superar una barrera energética. El catalizador (E) crea un micro ambiente en el que A y B pueden alcanzar el estado intermedio (A...E...B) más fácilmente, reduciendo la cantidad de energía necesaria (E2). Como resultado, la reacción es más fácil, mejorando la velocidad de dicha reacción

TERMÓMETRO: instrumento de vidrio, que permite medir temperaturas. Es graduado. En el interior, posee un tubo capilar conteniendo Hg. Este metal líquido se dilata por acción del calor y se desplaza a través del tubo. El extremo es metálico (generalmente Pt), y se llama bulbo. El termómetro clínico mide hasta 50°C. En el laboratorio los límites oscilan entre 0°C y 200°C

TERMOQUÍMICA: es la parte de la química que estudia el calor puesto en juego en las reacciones químicas y sus transformaciones. En toda reacción química se consume o se desprende calor. El estudio del calor tiene muchas aplicaciones en las reacciones químicas y además porque el calor de reacción tiene mucho que ver con el sentido espontáneo o no de una reacción química.

Teniendo en cuenta el tipo de sistema, existen tres tipos de sistemas: a) sistema aislado: es aquel que no intercambia ni materia ni energía con sus alrededores; b) sistema abierto: es aquel que solo intercambia energía con sus alrededores; c) sistema abierto: es aquel que intercambia energía y materia con sus alrededores.

El estado de un sistema viene determinado por los valores de ciertas propiedades. Estas propiedades pueden ser microscópicas o microscópicas: a) propiedades microscópicas: son aquellas que describen el comportamiento de las partículas individuales del sistema; b) propiedades microscópicas: son aquellas que se refieren al comportamiento global de un gran numero de partículas.(el conjunto de partículas tienen una determinada masa y volumen).

TETRACLORURO DE CARBONO (tetraclorometano; CCl₄): líquido incoloro no inflamable formado en la cloración del metano. Su utilización principal es como solvente.

TITULACIÓN: Procedimiento en análisis volumétrico en el cual una solución de concentración conocida (llamada titulante ó patrón) se le agrega a una solución de concentración desconocida desde una bureta hasta alcanzar el punto de equivalencia o punto final de la titulación. El punto final se observa con la ayuda de un indicador.

TORNASOL, término que se conocía desde Plinio (I d.C.) y Dioscórides, aunque aplicado a determinadas plantas (heliotropo). Como colorante aparece mencionado en el “Art of Drawning”, de Peachan, publicado en 1606.El litmus, o littmose, aparece en uso desde 1518, derivado de lit (color) y Mouse (aplicado a determinado tipo de plantas), por lo que vendría a ser un colorante extraído de plantas, como lo es en realidad.

TORNASOL AZUL: Indicador que en presencia de un ácido vira al rosado.

TORNASOL ROJO: Indicador que en presencia de una base (hidróxido) vira al azul.

TRIA: método de separación de fases que se aplica a sistemas materiales heterogéneos formados por un líquido y un sólido, no miscible, de menor densidad y de gran tamaño (como para ser tomado con una pinza) Ej. agua- cubos de hielo.

TRIÁNGULO DE PIPA: Es metálico, recubierto de una sustancia refractaria (generalmente porcelana) Sobre él se coloca el recipiente que se retira del fuego, protegiendo la mesada.

TRIÁNGULO DE PORCELANA: también llamado triángulo de pipa.

TRÍPODE: material de hierro que consta de tres patas, y que colocado sobre el mechero de Bunsen, sostiene a la tela metálica con amianto, y al material de vidrio que se somete a la acción del calor.

TUBO CAPILAR: Son tubos de vidrio de diámetro muy pequeño, es decir estrechos, cerrados por un extremo. Se utiliza para determinar puntos de fusión.

TUBO DE ENSAYO: Es un pequeño tubo de vidrio con una punta abierta (que puede poseer un tapón de goma, corcho, plástico a rosca, o de vidrio) y la otra cerrada y redondeada. Se utiliza para contener volúmenes pequeños de muestras líquidas (aunque pueden tener otras fases), para realizar reacciones en pequeña escala, o para conservar muestras pequeñas de los materiales, generalmente líquidos, durante procedimientos y experimentos. Los tubos de ensayo se presentan con una diversidad de longitudes y anchos para servir a múltiples necesidades, y diseñados para permitir el calentamiento fácil de las muestras porque al estar construidos con vidrios de boro silicato, se los somete a llama directa del mechero de Bunsen. Para calentar durante intervalos cortos a llama directa puede sostenerse el tubo con la mano mediante su parte superior. Si se desea exponerlo más intensamente al calor es necesaria la utilización de pinza de madera. En ambos casos debe tenerse la precaución de no apuntar la boca del tubo hacia sí o hacia otra persona (para evitar proyecciones de la muestra). Los tubos de ensayo no deben llenarse más de un tercio de su capacidad. Cuando no se utilizan, se deben colocar en la gradilla. Para limpiarlos se emplea la escobilla limpia tubos.

TUBO REFRIGERANTE : es una herramienta utilizada para enfriar vapores provenientes de una destilación por medio de un líquido refrigerante que circula por éste (generalmente agua fría a contracorriente), y así condensarlos en forma líquida. Los hay rectos, a serpentina, a bolas etc.

TUBO DE VIDRIO RECTO O ACODADO: es utilizado en conexiones (cuando es recto) y acodado se utiliza para burbujear gas en un líquido.

TURBIDEZ: Se entiende por turbidez a la falta de transparencia de un líquido, debido a la presencia de partículas en suspensión. Cuantos más sólidos en suspensión haya en el líquido, generalmente se hace referencia al agua, más sucia parecerá ésta y más alta será la turbidez. La turbidez es considerada una buena medida de la calidad del agua, cuanto más turbia, menor será su calidad. Efectos de una alta turbidez en el agua : Las partículas suspendidas absorben calor de la luz del sol, haciendo que las aguas turbias se vuelvan más calientes, y reduciendo así la concentración de oxígeno en el agua (el oxígeno se disuelve mejor en el agua más fría). Además algunos organismos no pueden sobrevivir en agua más caliente, mientras que se favorece la multiplicación de otros.

Las partículas en suspensión dispersan la luz, de esta forma decreciendo la actividad fotosintética en plantas y algas, que contribuye a bajar la concentración de oxígeno más aún.

Como consecuencia de la sedimentación de las partículas en el fondo, los lagos poco profundos se colmatan más rápido, los huevos de peces y las larvas de los insectos son cubiertas y sofocadas, las agallas de los peces se dañan.

El principal impacto de una alta turbidez es meramente estético: a nadie le gusta el aspecto del agua sucia. Pero además, es esencial eliminar la turbidez para desinfectar efectivamente el agua que desea ser bebida. Esto añade costos extra para el tratamiento de las aguas superficiales. Las partículas suspendidas también ayudan a la adhesión de metales pesados y muchos otros compuestos orgánicos tóxicos y pesticidas.

U

UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u.m.a.): Es la unidad que permite expresar la masa de los átomos. Utiliza como unidad la doce ava partes (1/12) de la masa de un átomo de Carbono 12. (¹²C).

UNIÓN COVALENTE.: La combinación de no metales entre sí no se produce con intercambio de e^- sino en una compartición de pares de electrones; el enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Cuando el par de e^- compartido es aportado por uno de los átomos, la unión se llama covalente coordinada o dativa.

Si los átomos son no metales diferentes (como en el óxido nítrico, N₂O₅), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar —polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

UNIÓN COVALENTE COORDINADA. 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

UNIÓN 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.

UNIÓN IÓNICA: 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. Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.

UNION METÁLICA Ó 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. Es decir, los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes. En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

UNIÓN ó ENLACES QUÍMICOS: Siempre que existan átomos unidos por algún tipo de fuerzas intensas, se dice que existen unión ó enlace químico entre los átomos.

La teoría de la química-física actual trata el enlace como un único concepto (en general) y hace distinción entre las fuerzas de los enlaces, aunque todavía se sigue hablando de enlace iónico o covalente. * Enlace iónico: cuando hay diferencia grande de electronegatividad entre átomos. (Ej. unión Sodio – Cloro) * Enlace covalente: cuando la diferencia de electronegatividad es menor. (Ej unión entre el C y el O). Cuando dos átomos contienen la misma estructura electrónica se denominan isoelectrónica. Sintetizando:

UNION QUÍMICA Y ELECTRONEGATIVIDAD: 0 – 4: la unión es covalente no polar; Hasta 1,7 la unión es covalente polar.; Menor de 1,7 la unión es iónica.

USOS DE ALGUNOS ELEMENTOS: Hidrógeno Es el gas que usan los dirigibles (zeppelins) para poder volar. Sodio. El sodio metálico es muy blando y se lo puede cortar con un cuchillo. Todas sus sales pueden disolverse en agua y forma parte de la sal común (cloruro de sodio). En su único estado de oxidación es el principal elemento del plasma sanguíneo. Potasio Es un metal que en su único estado de oxidación es esencial para posibilitar la conducción eléctrica en las células del corazón. Magnesio Es esencial par la vida y se lo administra al organismo en forma de complejos multivitamínicos o sales de magnesio. Calcio Es el componente principal de los huesos y dientes. Bario Las sales de bario son utilizadas para realizar diagnóstico por imágenes. Cromo: En su estado de oxidación +6 (dicromato de potasio) se lo utiliza para curtir los cueros. En estado de oxidación +3 es esencial para la salud, y en estado 0 se lo utiliza para realizar los cromados de metales y para fabricar el acero inoxidable (junto con el hierro). Manganeso Es un elemento esencial para la vida. Hierro Es el principal componente del acero. Cobalto Utilizado en medicina para realizar diagnósticos por imágenes. Níquel Utilizado para fabricar baterías. Cobre Es muy utilizado en la fabricación de cables, entre otras cosas. Plata Es muy utilizado en joyería y en electrónica. Oro Es un metal muy utilizado en joyería. Zinc Es muy utilizado en los complejos multivitamínicos ya que es esencial para la vida. Cadmio Es utilizado para fabricar baterías. Mercurio Es un metal muy tóxico (en todos sus estados de oxidación). Es muy utilizado en la fabricación de los termómetros por ser muy sensible a pequeños cambios de temperatura. Aluminio Es un metal muy útil por ser muy liviano y maleable. Con él se realizan envases de todo tipo y hasta aviones. Carbono Es el cuarto elemento más abundante en el universo. Forma, entre otros compuestos al carbonato, siendo el carbonato de calcio el componente principal de las perlas y las conchas de las ostras. Silicio El 95 % de la corteza terrestre está formada por compuestos de silicio. Forma parte del barro, el vidrio y el cemento. Plomo Es uno de los principales componentes de las baterías. Nitrógeno Constituye el 78% del volumen de la atmósfera y es el quinto elemento más común en el universo. Fósforo Toda la materia viva lo contiene. Forma parte del ADN. Oxígeno Es el gas con el cual respiran las células para producir energía. Azufre Con él se forma ácido sulfúrico, el cual ocupa el primer lugar en el mundo de las principales sustancias producidas por la industria química. Flúor Componente del ácido fluorhídrico que se utiliza para grabar los vidrios. Cloro Se lo encuentra principalmente como cloruro de sodio (sal común) en el agua de mar. Yodo Se lo utiliza como desinfectante.

V

VALENCIA ELECTROQUÍMICA

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

VARILLA DE VIDRIO.: Se utiliza para agitar las disoluciones. Con las varillas huecas, mediante su calentamiento con el mechero y posterior estiramiento, se consiguen capilares. Hay que tener cuidado con el vidrio caliente, ya que por su aspecto no se diferencia del frío y se pueden producir quemaduras.

VASO DE PRECIPITADOS: Es un contenedor de líquidos, muy usado en el laboratorio. Cilíndrico, con un fondo plano; Su capacidad varía 25 ml hasta 1,5 litros. Normalmente son de vidrio (Pirex en su mayoría) o de plástico. Suelen estar graduados, pero esta graduación es inexacta por la misma naturaleza del artefacto, por eso no es recomendable utilizarlo para medir volúmenes de sustancias. Su principal utilidad es la de transportar líquidos hacia otro recipiente como, probeta o tubo de ensayo a través del embudo, también para calentar o disolver sustancias.

VELOCIDAD DE REACCIÓN: la velocidad de una reacción química es la cantidad de sustancia formada (referencia: un producto) o transformada (referencia: un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción .La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción se debe medir, la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo .La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/(lts).

VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN SEGÚN CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS: La mayoría de las reacciones son más rápidas entre más concentradas se encuentren los reactivos. Cuanto mayor concentración, mayor frecuencia de colisión. La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad de reacción "r" puede expresarse como

v = k[A]^m[B]ⁿ .Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción

VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN SEGÚN ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS: Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.

VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN SEGÚN PRESENCIA DE UN CATALIZADOR: Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas.

VERDE DE BROMOCRESOL: indicador de rango de acidez de una sustancia, que resulta de una mezcla de materias colorantes.

VIDRIO DE RELOJ: Es una lámina de vidrio de forma cóncava-convexa, útil, entre otras aplicaciones, para pesar sólidos, o bien recogerlos húmedos y pesarlos después de haber llevado a cabo la filtración; También es utilizado en la separación magnética. para tapar momentáneamente disoluciones, evitando que les caiga polvo, para pesar, cuando no hay peligro de que las corrientes de aire vuelen la sustancia, para recoger sublimados, etc.

VISCOSIDAD: es la oposición de un fluido a las deformaciones tangenciales. Un fluido que no tiene viscosidad se llama fluido ideal, en realidad todos los fluidos conocidos presentan algo de viscosidad, siendo el modelo de viscosidad nula una aproximación bastante buena para ciertas aplicaciones. EXPLICACIÓN. Un bloque sólido (no fluido) sometido a una fuerza tangencial, por ejemplo, una goma de borrar sobre la que se sitúa la palma de la mano que empuja en dirección paralela a la mesa; en este caso, el material sólido opone una resistencia a la fuerza aplicada, pero se deforma (b), tanto más cuanto menor sea su resistencia. Si la goma de borrar está formada por delgadas capas unas sobre otras, el resultado de la deformación es el desplazamiento relativo de unas capas respecto de las adyacentes, tal como muestra la figura (c).

Deformación de un sólido por la aplicación de una fuerza tangencial.

En los líquidos, el pequeño rozamiento existente entre capas adyacentes se denomina viscosidad. Es su pequeña magnitud la que le confiere al fluido sus peculiares características; así, por ejemplo, arrastrar la superficie de un líquido con la palma de la mano como se hizo con la goma de borrar, las capas inferiores no se moverán o lo harán mucho más lentamente que la superficie ya que son arrastradas por efecto de la pequeña resistencia tangencial, mientras que las capas superiores fluyen con facilidad. Igualmente, revolver con una cuchara un recipiente grande con agua en el que se depositó pequeños trozos de corcho, se observa que al revolver en el centro también se mueve la periferia y al revolver en la periferia también dan vueltas los trocitos de corcho del centro; de nuevo, las capas cilíndricas de agua se mueven por efecto de la viscosidad, disminuyendo su velocidad a medida que se aleja la cuchara.

Ejemplo de la viscosidad de la leche y el agua. Líquidos con altas viscosidades no forman salpicaduras.

La viscosidad sólo se manifiesta en fluidos en movimiento, ya que cuando el fluido está en reposo adopta una forma tal en la que no actúan las fuerzas tangenciales que no puede resistir. Es por ello por lo que llenado un recipiente con un líquido, la superficie del mismo permanece plana, es decir, perpendicular a la única fuerza que actúa en ese momento, la gravedad, sin existir por tanto componente tangencial alguna. Si la viscosidad fuera muy grande, el rozamiento entre capas adyacentes lo sería también, lo que significa que éstas no podrían moverse unas respecto de otras o lo harían muy poco, es decir, sería un sólido. Si por el contrario la viscosidad fuera cero, es un superfluido que presenta propiedades notables como escapar de los recipientes aunque no estén llenos. La viscosidad es características de todos los fluidos, tanto líquidos como gases, si bien, en este último caso su efecto suele ser despreciable, estando más cerca de ser fluidos ideales. MEDIDAS. La viscosidad de un fluido puede medirse a través de un parámetro dependiente de la temperatura llamada coeficiente de viscosidad o simplemente viscosidad: Coeficiente de viscosidad dinámico, designado como η o μ. En unidades en el SI: [µ] = [Pa·s] = [kg·m-1·s-1] ; otras unidades: 1 Poise (P) = 10^-1 Pa·s = [10^-1 kg·s^-1·m^-1] Coeficiente de viscosidad cinemática, designado como ν, y que resulta ser igual al cociente del coeficiente de viscosidad dinámica entre la densidad ν = μ/ρ. (En unidades en el SI: [ν] = [m².s^-1]

VOLATILIZACIÓN: Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del estado SÓLIDO al GASEOSO, por aumento de la temperatura, sin pasar por el estado líquido intermedio.

VOLUMEN MOLAR: volumen de un mol de gas medido en CNPT.

Y

YODO(I): Z= 53. Descubierto por Bernard Courtois. Origen: del griego: “color violeta”. Elemento químico perteneciente al grupo 17 (halógenos), Es sólido; forma cristales grises dotados de verdadero brillo metálico. Parece metal y se transparenta con luz violeta, pero al mismo tiempo, si se colocan en un frasco de vidrio unos cristalitos de I, en seguida se observa en la parte superior del recipiente vapores violados. El I sublima con facilidad, sin pasar por el estado líquido.

YODURO DE POTASIO: (KI) sólido cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la actividad excesiva de las glándulas tiroides.

PROGRAMA DE FUNDAMENTOS DE QUIMICA

A.- INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA COMO CIENCIA.

Tema I: La Química y sus orígenes:

a) Concepciones sobre ciencia. Tipos de ciencia. Los pasos de la Química en la Historia: necesidad de su estudio. Conocimientos pre-científicos; época primitiva. La naturaleza de la materia y las doctrinas griegas antiguas. Nace la alquimia. La iatroquímica y el renacimiento científico. La teoría del flogisto. Lavoisier, el padre de la química moderna. La química y su imagen actual. Riesgos y beneficios de la ciencia. b) La química como ciencia: objeto, divisiones e importancia. Aproximación al trabajo científico. Las comunidades científicas. Protagonistas del siglo XX – XXI. Vinculación Ciencia – Tecnología – Sociedad. La Química y las demás Ciencias de la Naturaleza.

B.- LAS HERRAMIENTAS DE LA QUÍMICA.

Tema II: Nociones fundamentales:

a) Materia, energía y cambios. Propiedades y estados de la materia. El modelo de partículas. Propiedades de sólidos, líquidos y gases: estudio comparativo. Densidad. Peso específico. Unidades. Energía: concepto, propiedades, unidades, fuentes y formas. Uso racional de la energía. Transformaciones físicas y químicas: aspectos energéticos. Procesos endergónicos y exergónicos. b) Los sistemas materiales: clasificación. Fases y componentes. Técnicas de separación de fases y de fraccionamiento. Composición centesimal, Sustancias puras y soluciones. Sustancias simples y compuestas. Elemento químico: clasificación, propiedades. Alotropía. Macro y micro elementos. Clasificación periódica: antecedentes, principales características. Ventajas y dificultades.

Tema III: Las Teorías y Leyes Fundamentales de la Química:

a) Estructura de la materia: evolución de su conocimiento. Teoría atomista de los epicúreos. Teoría Atómica de Dalton. Explicación de las leyes de las combinaciones químicas de Lavoisier, Proust, Dalton y Richter. Leyes de las combinaciones gaseosas de Gay – Luzca. Hipótesis molecular de Avogadro. Introducción de la noción de molécula. b) Nociones fundamentales: átomo, masa atómica. Unidad de masa atómica (u.m.a). Partículas subatómicas: cargas y masas asociadas. Isótopos e isóbaros. Iones. Masa molar. Cantidad de materia: el mol. El número de Avogadro. Volumen molar. Fórmula mínima y molecular.

C.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: NECESIDAD DE CREAR UN MODELO.

Tema IV: Naturaleza eléctrica de la materia:

a) Partículas fundamentales: experiencias que facilitaron su detección. Electrólisis. Descubrimiento del electrón. La carga eléctrica unitaria. Experiencias de Thomson. Rayos catódicos y canales. Descubrimiento del protón. Relación e/m. Descubrimiento del neutrón. b) Disposición de los constituyentes de en el átomo: primeros modelos atómicos. Modelo de Thomson. Experiencia de Rutherford. Modelo atómico de Rutherford. Inconvenientes en su aceptación. c) De la Física Clásica a la Mecánica Cuántica.: propiedades de las ondas. Radiación electromagnética. Teoría Cuántica de Planck. El efecto fotoeléctrico. Modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno. Espectros de emisión.

Tema V: El átomo mecano – cuántico:

a) Orígenes de la Teoría mecano- cuántica: naturaleza de la luz, Hipótesis de De Broglie: dualidad onda – partícula. Principio de Incertidumbre de Heisenberg. Idea de probabilidad, Relación entre densidad electrónica y probabilidad. b) Modelo mecano - cuántico del átomo: ecuación de Schrodinger. Significado de la función de onda. Orbital. Relación entre orbital y probabilidad: números cuánticos: significado y valores. c) Significado físico de los orbitales: orbital s. Distribución radial de la probabilidad. Simetría esférica. Orbitales p y d: forma y orientaciones. Niveles y subniveles de energía. Principio de Exclusión de Pauli. Regla de Hund. Configuración electrónica de los átomos. Relación entre estructura atómica y Tabla Periódica. Elementos representativos, de transición y de transición interna.

D.- UNA INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LOS ENLACES QUÍMICOS.

Tema VI: Periodicidad, tendencias y enlaces entre átomos y moléculas:

a) Tendencias periódicos en las propiedades de los elementos: electronegatividad, radio atómico e iónico, afinidad electrónica. Variación en grupos y períodos de la Tabla. b) Conceptos fundamentales del enlace químico. Estructuras de Lewis. Regla del Octeto Electrónico. Cambios energéticos en un enlace químico. Enlace iónico: características. Covalencia polar y no polar. Covalencia dativa,. Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. Enlace metálico y conductividad eléctrica. Teoría de las bandas. Aislantes y semiconductores. c) Asociaciones moleculares. Enlace de hidrógeno. Características y condiciones para su formación. Consecuencias. Fuerzas de dispersión: entre moléculas no polares. Dipolo – dipolo: entre moléculas polares. Influencia en las propiedades físicas de las sustancias.

Tema VII: El lenguaje de la química en la formación de compuestos:

a) Funciones orgánica. Formación y nomenclatura de compuestos binarios, óxidos e hidruros metálicos y no metálicos. Formación y nomenclatura de compuestos ternarios, hidróxidos, oxácidos y sales. Clasificación de sales: neutras, ácidas y básicas.. Normas de la IUPAC. b) La estequiometría de las reacciones. El mol y el ajuste de las ecuaciones. Estequiometría de masa, moles y volúmenes. Rendimiento de de una reacción. Reactivo limitante y pureza de una muestra.

E.- LA MATERIA Y SUS ESTADOS DE AGREGACIÓN.

Tema VIII: El comportamiento de los gases:

a) El estado gaseoso: características macroscópica más importante y rasgos generales de su estructura. La atmósfera como sistema químico. Significado de la ecuación de estado . Tratamiento fenomenológico de los gases: leyes experimentales de Boyle – Mariotte y de Charles-Gay Luzca. Escala absoluto de temperaturas. El cero absoluto. Ecuación general de los gases. Ecuación de estado para gases ideales. Significado de sus términos: Densidad y masas moleculares de los gases. b) Presiones parciales y fracciones molares de los gases. Ley de Dalton. Ley de Graham: efusión y difusión. c) La Teoría Cinético Molecular de los gases modelo y postulados. Interpretación de las leyes experimentales. Diferencias entre gases reales e ideales. Desviaciones del comportamiento ideal. Ecuación de Van der Waals.

Tema IX: El estado líquido:

a) Estructura de los líquidos. El agua un líquido con propiedades extraordinarias. Viscosidad. Fluidez. Tensión superficial. Capilaridad. Índice de refracción. Osmosis. Diálisis. Cambios de estado. Equilibrio líquido- vapor. Punto de ebullición. Presión y temperatura críticas. Equilibrio sólido – líquido. Punto de fusión. Diagrama de fases. b) Las disoluciones: importancia biológica. Las singulares propiedades del agua como disolvente. Naturaleza, componentes y tipo de disoluciones. Analogía y diferencias con mezclas heterogéneas. Solubilidad: factores que la modifican. Curvas de solubilidad. Soluciones ideales Ley de Raoult. Ley de Henry. c) La concentración de las disoluciones. Unidades: molaridad, normalidad, formularidad, formalidad, fracción molar, ppm y ppb. Propiedades coligativas de las disoluciones: presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación y presión osmótica. Coloides y tensoactivos. Propiedades.

Tema X: La estructura y propiedades del estado sólido:

a) Tipos de sólidos: cristalinos y amorfos. Cristales: iónicos, covalentes, moleculares y metálicos. Sistemas cristalinos. Celda unitaria. Nuevos materiales sólidos. Metales, semiconductores y aislantes. El silicio y los chips. Cementos, materiales cerámicos y vidrios. Equilibrios sólido – líquido y sólido – vapor.

F.- PRINCIPIOS DE REACTIVIDAD

Tema XI: Transferencia de energía y reacciones químicas:

a) El lenguaje de la Termodinámica: Sistemas, estados y funciones de estado. Primera Ley de la Termodinámica: trabajo, calor y energía interna. Aplicaciones a las reacciones químicas. Termoquímica. Variación de la energía interna en una reacción. ¿Cómo podemos medir? Entalpía y energía interna; relaciones. Procesos endotérmicos y exotérmicos. Ecuaciones termoquímicas. b) Calor específico y capacidad calorífica. Unidades. Calores normales de formación, combustión, neutralización y enlace. Calor sensible y calor latente. Calores de fusión y de vaporización. Bomba calorimétrica. Leyes de Hess y de Lavoisier., - Laplace. Espontaneidad de las reacciones químicas: energía libre de Gibss. Trabajo útil y trabajo máximo. Emergía libre y sistemas biológicos. Entropía y procesos reversibles e irreversibles.

Tema XII: La velocidad de las reacciones químicas:

a) Velocidad de reacción: concepto y unidades. Factores que afectan la velocidad de las reacciones. Teoría de las colisiones y del estado de transición. Mecanismos de reacción en varias etapas, en disolución y en cadena. Orden y molecularidad. Vida media. b) Catalizadores y velocidad de reacción. Tipos de acción de los catalizadores. Enzimas: catalizadores biológicos. Catálisis en la industria. Reacciones fotoquímicas. Procesos fotográficos. Equilibrio ozono – oxígeno y CFCs. Química nuclear. Redacciones nucleares. Radiactividad natural y artificial. Velocidad de desintegración radiactiva.

Tema XIII: La naturaleza del equilibrio químico:

a) Los procesos reversibles. La constante de equilibrio. Cambio de la constante de equilibrio con la forma de la ecuación. Unidades. Relaciones entre Kp y kc. Efectos externos sobre el equilibrio. Principio de Le Chatelier. Catálisis y equilibrio. Equilibrio heterogéneo.

Tema XIV: La transferencia de iones hidrógeno: reacciones ácido- base:

a) Electrolitos fuertes y débiles. Teoría de Arrhenius. Grado de disociación. Conducción iónica y electrónica. Solvatación de iones. Constante dieléctrica. Teorías sobre ácidos y bases: Arrhenius, Bröwnsted – Lowry y Lewis. Pares conjugados ácido – base. b) Tipos de reacciones protolíticas. Anfoterismo. Autoprotólisis del agua. Producto iónico del agua. Concentración de hidrogeniones. PH y pOH. Escala de pH. Indicadores ácido – base. Efectos por la contaminación en agua y suelo: importancia biológica del pH. El fenómeno de la lluvia ácida y sus consecuencias. Ácidos y bases fuertes y débiles. Soluciones reguladoras. Análisis volumétrico. Aplicaciones.

Tema XV: La transferencia de electrones: procesos redox:

a) Reacciones de óxido – reducción. Número de oxidación. Transformación de la energía: celda electrolítica. Electrólisis. Conducción iónica: Reacciones en los electrodos. Electrólisis del agua, de ácidos, sales fundidas y en solución acuosa. Leyes de Faraday. Aplicaciones en la actualidad. b) Constitución de una celda galvánica. Procesos en los electrodos. Hemipilas. Potenciales normales de electrodo. Espontaneidad de las reacciones redox. Ecuación de Nernst. Potenciales de celda y constante de equilibrio. Predicción. Contaminación con metales. c) Baterías: de pilas secas, de mercurio, de litio – estado sólido, de níquel – cadmio, de aluminio – aire. La celda combustible de oxígeno – hidrógeno.