MAGNITUDES FISICAS, MEDIR Y ERROR EN LA MEDIDA. CIFRAS CIGNIFICATIVAS

EL ATOMO, TEORIA ATOMICA

Teoría atómica de la materia

Viendo alrededor, la gama de colores, texturas y todas las características de la materia que lo  rodean: los 
colores de un paisaje, el brillo de una fotografía, la textura de las telas, la solubilidad del azúcar en una taza 
de café, la transparencia del vidrio, Los materiales de nuestro mundo tienen una variedad aparentemente 
infinita, que inspira poemas, pinturas hermosas, símbolos patrios, emblemas de honor, hasta liturgias de 
profundo significado; los materiales de nuestro mundo exhiben una variedad sorprendente.
Las propiedades se clasifican de diferente forma, pero ¿cómo las comprendemos y las ex plicamos? ¿Qué 
hace que los diamantes sean duros, mientras que la sal de mesa es quebradiza y se disuelve en agua? ¿Por 
qué el papel se quema y el agua apaga el fuego? La estructura y el comportamiento de los átomos es la clave 
para entender las propiedades físicas y químicas de la materia.
Es  alucinante  que  la  diversidad  de  las  propiedades  que  se  ven  a  nuestro  alrededor  proviene  de 
aproximadamente 100 elementos diferentes, y por tanto de alrededor de 100 tipos de átomos químicamente 

distintos. 

En  esta  unidad  se  comenzará  a  explorar  el  fascinante  mundo  de  los  átomos,  que  solo  se  ha  podido 
comprender claramente a través de diferentes métodos experimentales. Se analizará la estructura básica del 
átomo, su descripción y análisis, para comprenderlo y así lograr adentrarse en el fascinante mundo de la 

química.
1.  El átomo y las partículas subatómicas fundamentales

La historia del átomo precede a los tiempos en que caminó Jesucristo en la tierra; Demócrito (460–370 a.C.) 
y otros filósofos griegos pensaban que el mundo material estaba formado de partículas indivisibles a las que 
llamaron “átomos”, que significa “indivisible o infragmentable”. Más tarde Platón y Aristóteles propusieron 
la idea de que no podía haber partículas indivisibles. La perspectiva “atómica” de  la materia se desvaneció 
por muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristotélica dominó la cultura occidental.
La idea del átomo resurgió en Europa durante el siglo XVII, cuando los científicos de la época intentaron 
explicar las propiedades de los gases. Isaac Newton (1642-1727), el más famoso de la época, se declaró a 
favor de la idea del átomo. A medida que los químicos aprendían a medir las cantidades de elementos que 
reaccionan entre sí para formar nuevas sustancias, se establecían los cimientos para una teoría atómica. John 
Dalton, durante el período de 1803 a 1807, hizo resurgir esa teoría en base a sus trabajos. Los postulados 

que incluía la teoría atómica de Dalton fueron:

a.  Cada elemento está formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
b.  Todos los átomos de un mismo elemento dado son idénticos entre sí, en masa y otras propiedades, 
pero los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento.
c.  Los átomos de un elemento dado no pueden transformarse en átomos de otro elemento mediante 
reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en reacciones químicas.
d.  Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan; un compuesto 
dado siempre tiene el mismo número relativo y tipo de átomos.
Para que una teoría tenga éxito, no solo debe explicar las observaciones conocidas, sino también predecir 
correctamente el resultado de eventos y experimentos aún no conocidos. 
La teoría de Dalton explica varias leyes sencillas sobre combinación química que se formularon en esa época, 
como la “ley de composición constante”  yla “ley de conservación de la masa”,  y que aún hoy siguen siendo 
leyes comprobadas del funcionamiento de las reacciones químicas.
Ni Dalton ni los científicos de su época contaron con evidencias directas de la existencia de los átomos. En la 
actualidad podemos utilizar poderosos instrumentos para determinar propiedades de átomos individuales e 
incluso obtener imágenes de ellos. Más aún, ahora sabemos que los átomos se componen de  partículas 
subatómicas aún más pequeñas.
En un artículo científico publicado en 1897, de J.J. Thomson, resumió sus observaciones experimentales de 
los rayos catódicos, y concluyó que estos son un haz de partículas con carga negativa. El artículo de Thomson 
se acepta en general como el “descubrimiento” de lo que después se conoció como el electrón. Además sus 
mediciones dieron a conocer la relación carga-masa del electrón, resultando un valor de 1.76 X 10
8  coulombs por gramos.

En 1909, Robert Millikan (1868 – 1953), logró medir la carga de un electrón, por medio de un experimento a 
partir de unas gotas de aceite que habían capturado electrones adicionales, hizo mediciones de voltaje con 
respecto a la velocidad de caída de las gotitas de aceite entre dos placas. Su experimento mostró que las 
cargas eran siempre múltiplos enteros de 1.602 X 10
-19
C, lo cual dedujo era la carga de un solo electrón.
Utilizando el valor experimental de la carga del electrón, y su relación carga-masa de Thomson se determina 
que  la  masa  del  electrón  conduce  a  un  resultado  de  9.10  X  10
-28
g.  Este  resultado  coincide  con  el  valor 
actualmente aceptado para la masa del electrón, 9.109382 X 10
-28
g. Esta masa es aproximadamente 2000 
veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más ligero.
Reflexionando las consecuencias de los experimentos de Thomson con rayos catódicos, como la materia en 
su conjunto es eléctricamente neutra, el hecho de que los átomos de un electrodo puedan generar partículas 
cargadas negativamente (electrones) debe significar que esos mismos átomos contienen partículas cargadas 
positivamente.  La  búsqueda  de  esas  partículas  llevó  a  Ernest  Rutherford  (1871  –  1937)  a  realizar  un 
experimento crucial, cuyos resultados fueron publicados en 1911.
El trabajo de Rutherford implicó un rayo de  partículas alfa,  un tipo de emisión descubierta de elementos 
radiactivos. Cuando Rutherford dirigió un rayo de partículas alfa a una delgada lámina de oro, vio que casi 
todas  las  partículas  pasaban  de  la  lámina  sin  sufrir  ninguna  desviación.  Sin  embargo,  un  número  muy 
pequeño de ellas (alrededor de 1 de cada 20,000) se desviaban con cierto ángulo, mientras que algunas 
rebotaban  hacia  la  fuente  de  las  partículas.  Un  acercamiento  muestra  que  la  mayor  parte  de  un  átomo 
consiste en espacio vacío, en tanto que solo las partículas alfa que golpean un núcleo son desviadas.
Rutherford  explicó  sus  resultados  con  la  propuesta  de  que  un  átomo  de  metal  debe  consistir,
casi  por completo, en espacio vacío, y su masa debe estar concentrada en una parte central muy pequeña, a la que llamó núcleo. Si el núcleo contiene las cargas positivas del átomo y la mayor parte de su masa, mientras los electrones  están  relativamente  a  una  distancia  grande  de  aquél,  entonces  quedaba  claro  por  qué  se observaba la dispersión resultante: la mayoría de las partículas alfa encontraba espacio vacío al llegar a la lámina. Sólo cuando una partícula alfa positiva pasaba cerca de un núcleo positivo, pequeño pero ma sivo,  era repelida con fuerza suficiente para hacerla rebotar.  
Las mediciones modernas demuestran que un átomo tiene un diámetro  aproximado de  10
-10
m y que el 
núcleo es de cerca de 10
-15
m. No obstante, a partir de estos números, es difícil imaginar lo pequeño que en 
realidad es un núcleo, para fines de comparación, piense que si un átomo fuera del tamaño de un estadio 

techado, el núcleo tendría el tamaño aproximado de un guisante situado en el centro de la cancha.

Experimentos adicionales de Rutherford y otros en el período que va de 1910 a 1930 demostraron que el 
núcleo está compuesto de dos clases de partículas, llamadas protones y neutrones. Los protones tienen una 
masa de 1.672622 X 10
-24
g (alrededor de 1836 veces más grande que la del electrón) y carga positiva. Como 
la carga de un protón es de signo contrario, pero de igual magnitud que la de un electrón, los números de 
protones y electrones de un átomo neutro son iguales. Los neutrones (1.674927 X 10
-24
g) son casi idénticos 
a los protones en cuanto a su masa, aunque no tienen carga, y el número de neutrones en un núcleo no se 
relaciona de manera directa con el de protones y electrones. En la tabla 1 se hace  una comparación de las 

tres partículas subatómicas fundamentales, en tanto que brinda un panorama proximal del átomo.

Partícula  Masa  Carga
gramos  uma*  Coulombs  e
Electrón  9.109382 X 10
-28
5.485799 X 10
-4
- 1.602176 X 10
-19
- 1 
Protón  1.672622 X 10
-24 
1.007276  + 1.602176 X 10
-19
+ 1
Neutrón  1.674927 X 10
-24 
1.008665  0  0
Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas

*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.
Partícula  Masa  Carga
gramos  uma*  Coulombs  e
Electrón  9.109382 X 10
-28
5.485799 X 10
-4
- 1.602176 X 10
-19
- 1 
Protón  1.672622 X 10
-24 
1.007276  + 1.602176 X 10
-19
+ 1
Neutrón  1.674927 X 10
-24 
1.008665  0  0
Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas

*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.
2.  Número atómico y másico
El descubrimiento de las subpartículas  fundamentales del átomo dio pie a una caracterización atómica. Lo 
que hace que un átomo de un elemento sea diferente de un átomo de otro elemento es que los átomos de 
cada elemento tienen un número característico de protones. Definiendo dos términos útiles  para caracterizar 
un átomo.
  El número atómico “Z”, se concibió como el número de protones que posee un átomo determinado
  El número másico “A” es el número total de protones y neutrones.
En  base  a  las  definiciones  anteriores  se  pueden  hacer  las 
consideraciones siguientes: el número total de electrones en un 
átomo es igual a Z porque el átomo es eléctricamente neutro,  el 
número de neutrones es A  –  Z. Un electrón posee una unidad 
atómica  de  carga  negativa,  y  un  protón  posee  una  unidad 
atómica  de  carga  positiva,  y  un  neutrón  es  eléctricamente 
neutro.
La  forma  de  escribir  el  número  atómico  para  un  elemento 
químico es colocándolo como un subíndice a la izquierda del 
símbolo del elemento correspondiente, y el número másico se 
coloca  como  un  superíndice  a  la  izquierda  del  símbolo  del 
elemento. 
Como  todos  los  átomos  de  un  elemento  determinado  tienen  el  mismo  número  atómico,  el  subíndice  es 
redundante  y  con  frecuencia  se  omite.  Así  el  símbolo  del  carbono-12  puede  representarse  simplemente 
como 
12
C. 
Número másico
Número Atómico
𝑁𝑒
10
22
Figura 2. Escritura del número atómico “Z” 
y número másico para “A” para el Neón.  
10
3.  Isótopos
Los átomos de un elemento determinado pueden diferir en el número de neutrones que contienen, y como 
consecuencia, en su masa. Por ejemplo, la mayoría de los átomos de carbono tienen seis neutrones, aunque 
algunos tienen más y otros menos.
Esos átomos con números atómicos idénticos, pero con números de masa diferentes (es decir igual número 
de protones, pero diferente número  de neutrones) se conocen como isótopos,  y que significa en el mismo 
sitio,  haciendo  referencia  a  su  ubicación  en  la  tabla  periódica.  En  general,  se  utiliza  la  notación  con 
superíndices solo al hacer referencia a un isótopo particular de un elemento.
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (por ejemplo el 
berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En contraste, el estaño es el elemento con más isótopos 
estables, 10.
Además, hay isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor 
de 1200). El concepto de estabilidad no es algo fijo, ya que existen isótopos  semiestables,  Y se debe a que 
aunque son radiactivos, poseen períodos de semidesintegración extremadamente largos comparados con la 
edad de la tierra.
Si la relación entre el número de protones y neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, 
el isótopo es radiactivo.
3.1  Otra clasificación de los isótopos 
4.1.1 Isótopos naturales
Son los que se  encuentran en la naturaleza. Por ejemplo el carbono-14 es un núcleo radiactivo del medio 
ambiente,  y  se  utiliza  para  estimar  fechas  en  organismos  que  vivieron  hace  muchos  años,  organismos 
fosilizados; ya que el carbono-14 posee un tiempo de vida media de 5760 años. La técnica se fundamenta en 
que  la  cantidad  de 
14
C  que  posee  un  organismo  en  vida  es  constante,  ese  nivel  se  mantiene  así  por  las 
diferentes  formas  en  que  un  organismo  intercambia  carbono  con  el  medio  ambiente,  por  ejemplo  la 
respiración  de  los  mamíferos  y la  ingesta  de  alimentos;  en  el  momento  en  que  un  orga nismo  muere,  el 
carbono-14 ya no se intercambia con el medio, y su cantidad disminuye debido a reacciones nucleares; con 
la ecuación correcta, y por la determinación de cantidad de carbono-14 se pueden datar edades que para los 
humanos son de difícil comprensión, puesto que nos cuesta adaptarnos a la impresión de esa cantidad de 
años, al tener la imposibilidad de un marco de referencia personal de ese tipo.
4.1.2  Isótopos artificiales
Son  los  que  se  producen  en  laboratorios  por  medio  de  bombardeos  de  partículas  subatómicas  o  en  las 
centrales nucleares. Tienden a tener una vida muy corta, debido a su inestabilidad y radiactividad que lo 
presentan. Uno de ellos es el Cesio, cuyos isótopos artificiales se utilizan en plantas nucleares de generación 
eléctrica.
El hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio 
1
H, el deuterio 
2
H y el tritio 
3
H, se han logrado sintetizar 
en el laboratorio otros radioisótopos, es decir que son radiactivos e inestables, por lo que su vida es corta, y 
que van desde el 
4
H al 
7
H. El hidrógeno es el único que tiene nombres diferentes para sus isótopos de uso 

corriente. El agua que conocemos como H2O es en general “óxido de protio”, puesto que es el isótopo natural

más  abundante  del  hidrógeno,  más  del  99.98%.  Se  denomina  agua  pesada  al  "óxido  de  deuterio",  una 
molécula  con composición química equivalente al agua, en la que los dos átomos de protio son sustituidos 
por dos de deuterio, de forma similar el agua  semipesada  está formada por un átomo de protio y uno de 
deuterio; existe también el agua tritiada, contiene tritio en lugar de protio y deuterio, es la forma radiactiva 

del agua.
4.  Radiación electromagnética
La  comprensión  de  las  estructuras  electrónicas  de  los  átomos  será  más  fácil  si  se  estudia  primero  la 
interacción de la radiación electromagnética con la materia.
La  radiación  electromagnética  es  una  forma  de  transmisión  de 
energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan  como 
ondas a través del espacio vacío (el vacío) o a través de un medio  como 
el vidrio. Una  onda  es una perturbación que transmite energía a 
través del espacio o un medio material. 
Un campo eléctrico es la región alrededor de una partícula cargada 
eléctricamente.  Se  puede  detectar  la  presencia  de  un  campo 
eléctrico  midiendo  la  fuerza  ejercida  sobre  un  objeto  cargado 
eléctricamente  que  se  encuentre  dentro  del  campo.  Un  campo 
magnético  se  encuentra  a  los  alrededores  de  un  imán,  existen 
diferencias que entre el campo eléctrico y el magnético que no se 
discutirán en este material. De acuerdo con la teoría propuesta de  James 
Clerk  Maxwell  (1831  –  1879)  en  1865,  la  radiación 
electromagnética,  una  propagación  de  campo  eléctrico  y 
magnético,  se  produce  por  una  aceleración  de  una  partícula 
cargada eléctricamente. Las ondas de radio por ejemplo, son una 
forma de radiación electromagnética producida por oscilaciones, 
fluctuaciones  de  la  corriente  eléctrica  en  un  circuito  eléctrico 
especialmente diseñado.
Figura 4. El movimiento ondulatorio más 
sencillo:  una  onda  a  través  de  una 
cuerda 
12
Imagine que ata el extremo de una cuerda larga a un clavo en la pared, y sujeta el otro extremo con la mano 
(figura 4). Además, que ha coloreado un pequeño segmento de la cuerda con tinta  roja. Al mover la mano de 
arriba abajo se produce un movimiento de onda en la cuerda. La onda viaja a lo largo de la cuerda, pero el 
segmento coloreado solo se mueve de arriba abajo. La onda contiene crestas y valles, o puntos bajos donde 
la cuerda está a  la mayor distancia por encima de la línea central. La altura máxima de la onda se denomina 
amplitud, y la distancia entre el máximo de dos crestas sucesivas o valles se denomina longitud de onda, y se 
designa con la letra 𝜆. Se denomina frecuencia al número de crestas o valles que pasan por un punto dado 
por unidad de tiempo, y se simboliza por la letra griega nu “𝜈”.
Una característica de la radiación electromagnética es su velocidad constante, en el vacío, 2.99792458 X 10
8
ms
-1
,  que  se  denomina  velocidad  de  la  luz,  y  se  representa  por  “c”.  La  relación  entre  esta  velocidad,  la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética es: 𝑐 = 𝜈 × 𝜆.
El  intervalo  amplio  de  longitudes  de  onda  y  frecuencias  genera  un  espectro  de  las  radiaciones 
electromagnéticas (figura 5), este hecho ilustra que la longitud de onda de la radiación electromagnética es 

más corta para frecuencia alta y más larga para frecuencia baja.

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS

Nomenclatura de compuestos químicos inorganicos

  Introducción

  Nomenclatura de Óxidos

  Nomenclatura de Hidróxidos

  Nomenclatura de Ácidos

  Bibliografía

Introducción

Se dice que existen miles de sustancias químicas inorgánicas, las que están clasificadas en 5 grupos básicos: óxidos, hidróxidos, ácidos, hidruros y sales, y cada sustancias tiene un nombre común y otro sistemático. La nomenclatura química es la parte de la Química que estudia y asigna los nombres a los elementos y compuestos que van apareciendo con los trabajos científicos; básicamente, los nombres de las sustancias químicas juegan un papel muy importante en el lenguaje de la Química, por lo que la nomenclatura es su pie derecho.

Tal nomenclatura se basa en leyes al momento de asignar el nombre a una sustancia, las que fueron elaboradas por una Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la International Union of Pure and Applied Chemestry (IUPAC), misma que presento, en 1921, un sistema de nomenclatura inorgánica conocido hoy como Sistema de Nomenclatura Tradicional, que ya

no es recomendado por este organismo mundial para nombrar varias sustancias.

Años después la IUPAC recomendó utilizar el Sistema Stock, en honor a su autor el químico alemán Alfred Stock, muerto en 1946; más tarde aparece el Sistema de Proporciones, recomendado también por la IUPAC, pero como una alternativa u opción al Sistema Stock. Así pues, existen tres sistemas de nomenclatura para utilizarlos sobre las sustancias inorgánicas, todos aprobados por la IUPAC, pero solo dos de ellos son los recomendados:

- Sistema Tradicional. Fue el primer sistema de la IUPAC; es obsoleto, pero aun utilizado.

- Sistema Stock. Es un sistema moderno; es el sistema oficial de la IUPAC

- Sistema de Proporciones o estequiométrico. Es una opción contemporánea de la IUPAC.

Se recalca que el nombre de una sustancia proviene de su fórmula y de las recomendaciones enmarcadas en las leyes del sistema de nomenclatura utilizado.

Nomenclatura de Óxidos

Para nombrar a los Óxidos Básicos solo se utiliza el Sistema Stock; para los Óxidos Ácidos se utiliza el Sistema de Proporciones, pues la IUPAC ya no reco- mienda utilizar el Sistema Tradicional.

Óxidos básicos. Recuérdese que estas sustancias están formadas por oxígeno y un elemento metal. Al momento de nombrarlos se presentan dos situaciones:

- El metal posee una sola valencia (grupos IA, IIA y IIIA de la tabla periódica); entonces, al pronunciar el nombre del Óxido van de primero las palabras Óxido de ...seguidas del nombre del metal. Solo en este caso se emplea el Sistema Tradicional de nomenclatura.

Ejemplos:

-El metal posee dos o más valencias (grupos IB, y del IV al VIIIB de la tabla periódica); entonces, el nombre se pronuncia igual que la primera situación (Óxido de ..., seguido del nombre del metal), agregándole al final la valencia con que actúa el metal, escrita en números romanos y entre paréntesis; en esta situación se emplea el Sistema de Stock. Ejemplos de metales con dos valencias:

Óxidos ácidos. Recuerde que estas sustancias están formadas por oxígeno y un elemento no-metal, y al momento de nombrarlos se emplea el Sistema de Proporciones o estequiométrico, el cual toma en cuenta el sub-índice (cantidad de átomos) de cada elemento del compuesto químico; este Sistema se auxilia de un conjunto de prefijos, además de la formula, los que denotan o indican la cantidad o proporción de átomos que presentan el oxígeno y el nometal del Óxido ácido. Estos prefijos, que han sido tomados de la lengua griega clásica, se colocan antes de las palabras Óxido de …y antes del nombre del no-metal, los cuales son:

Ejemplo: N2O3 esta fórmula está compuesta por tres átomos de oxígeno y dos de nitrógeno; si empleamos prefijos en sustitución de los números o cantidades de átomos, entonces el nombre de este Óxido ácido es trióxido de dinitrógeno. Como se observa, antes de la palabra óxido se colocó el prefijo tri, formándose la palabra Trióxido (tres átomos de Oxígeno), y antes de la palabra nitrógeno se colocó el prefijo di, formándose la palabra dinitrógeno, (dos átomos de nitrógeno). Más ejemplos a continuación:

Nomenclatura de Hidróxidos

Para nombrar estas sustancias se emplea el Sistema de

Stock. Cuando el metal presenta 1 valencia entonces la sustancia se nombra como Hidróxido de…, seguido del nombre del metal. Recuerde que el ion hidroxilo (OH) usa valencia -1.

Hidróxidos en los que el metal presenta una valencia

Nomenclatura de Ácidos

Anteriormente se indicó que los ácidos se clasifican en dos grupos: Oxácidos e Hidrácidos.

Oxácidos. Están formados por hidrógeno (ácido), un elemento no-metal y oxígeno; en la actualidad aún se emplea el Sistema Tradicional para nombrar a estos compuestos, mediante el empleo de ciertos prefijos* y sufijos**, así:

- Cuando el elemento no-metal posee una valencia entonces puede formar un solo tipo de ácido; tal valencia se toma como la más alta, por lo que se usa el sufijo ico para nombrar este ácido.

----------------------------------------------------------------------------------

*prefijo= partícula que va antepuesta (va de primero) a una palabra.

**sufijo= partícula que va pospuesta (va de último) a una palabra, a manera de terminación.

Ejemplo 1: se utilizara el Boro:

H3BO3 - en este ácido el boro es el no-metal

- el Boro actúa con su única valencia +3

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico,

así: Ácido bórico.

Ejemplo 2: el carbono presenta dos valencias, de tal manera que, teóricamente, puede formar 2 tipos de Oxácidos, pero en la naturaleza solo forma uno: el Ácidos carbónico

H2CO3 - en este ácido el carbono es el no-metal,

- el carbono actúa con su única valencia (+4) para ácidos

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido carbónico.

H2CO2 - en este ácido el carbono actúa con su menor valencia +2

- por lo anterior se utiliza el sufijo oso

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación oso, así: Ácido carbonoso.

- Cuando el elemento no-metal tiene dos valencias se usan entonces dos sufijos: ico, para la valencia mayor, y oso, para la valencia menor. Esto significa que el no-metal puede originar dos ácidos diferentes. Ejemplo 1: se utilizara el bromo (Br).

HBrO3 - en este ácido el bromo (Br) es el no-metal,

- el Bromo actúa con su valencia mayor +5 (hay mayor cantidad de átomos de oxígeno).

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido brómico.

HBrO - aquí el bromo actúa con su menor valencia +1,

- por lo anterior se utiliza el sufijo oso

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación oso, así: Ácido bromoso.

- El elemento no-metal tiene tres valencias. Se emplean los dos sufijos anteriores y un prefijo, así: ico, para la valencia mayor; oso, para la valencia media e hipo...oso, para su menor valencia. Se deduce que el no-metal puede formar tres ácidos diferentes.

Ejemplo: se utilizara el Yodo (I).

H I O4 - el iodo actúa como no-metal y con su mayor valencia + 7; en este ácido se presenta la mayor cantidad de oxígenos

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido yódico

H I O3 - el iodo actúa con su valencia media +5, por lo que se usa la terminación oso; disminuyen los oxígenos

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación (sufijo) oso, así: Ácido yodoso.

H I O - el iodo actúa con su menor valencia +1, por lo que se emplea el prefijo hipo y la terminación (sufijo) oso. Este ácido tiene la menor cantidad de átomos de oxigeno

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, luego el prefijo hipo y, a continuación, el nombre del no metal con terminación oso, así: Ácido hipoyodoso.

- El no-metal tiene 4 valencias. Se emplean los dos sufijos anteriores y dos prefijos: per…ico

para la cuarta valencia (la más alta); ico, para la tercera valencia; oso, para la segunda valencia e hipo...oso, para la primera valencia (la más baja).

Ejemplo: el cloro tiene 4 valencias, es decir, puede formar 4 ácidos diferentes.

HCLO4 - el cloro es el no-metal y actúa con su valencia más alta +7, pues este ácido tiene la mayor cantidad de oxígenos

- para nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el prefijo per, seguido del nombre del no-metal con la terminación ico, así: Ácido perclórico.

HCLO3 - aquí el cloro actúa con su tercera valencia +5, pues este ácido tiene menos cantidad de oxígenos que el anterior

- para nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el nombre del no-metal con la terminación ico, así: Ácido clórico.

HCLO2 - aquí el cloro usa su segunda valencia +3; se observa que ha disminuido, aun mas, la cantidad de átomos de oxígeno

- al nombrarlo se usa primero la palabra ácido, luego el nombre del no-metal con terminación oso, así: Ácido cloroso.

HCLO - aquí el cloro emplea su valencia más baja +1; obsérvese que el Oxígeno ha disminuido al máximo

- para nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el prefijo hipo, seguido del nombre del no-metal con la terminación oso, así: Ácido hipocloroso.

En resumen, dependiendo de la cantidad de valencias que presente el elemento no-metal del ácido, entonces así se usaran los prefijos y sufijos siguientes:

Hidrácidos. Resultan de disolver en agua los Hidruros no-metálicos. Algunos autores afirman que se emplea el Sistema Stock para nombrar a estas sustancias, lo cual ya fue presentado en un cuadro de la unidad anterior (unidad 6); sin embargo, de nuevo se hace con el propósito de hacer una observación sobre la nomenclatura de estos ácidos.

Obsérvese que en el nombre del Hidrácido (última columna) va colocado de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación hídrico.

Bibliografía

1. de Santos, Verónica Escobar y Gladys Rodríguez de Vega. Ciencias naturales 3. Editorial

McGraw-Hill. México, 2002.

2. de Rodríguez, Rosa Medina y María Guadalupe Torres. Química 1. Octava edición.

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3. Del Bosque, Francisco Recio. Química Inorgánica. Tercera edición. Mc Graw-Hill.

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4. de Rodríguez, Rosa y Gustavo Adolfo Zelaya. Folleto Introducción a la Química. Tercera

edición. Tegucigalpa, Honduras, 1987.

5. Bonnet Romero, Florencia. Química 1. Segunda edición, Oxford University Press Harla.

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6. Química general e inorgánica (Química 10). Editorial Santillana. Colombia, 1996.

7. Enciclopedia didáctica de Física y Química. Grupo Océano. Editorial Océano. España.

8. Seese, William S. y G. William Daub. Química. Quinta edición. Editorial Prentice Hall.

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Leer más: http://www.monografias.com/trabajos96/nomenclatura-compuestos-quimicos-inorganicos/nomenclatura-compuestos-quimicos-inorganicos.shtml#ixzz2bnkUq8yu

SOLUCIONES QUIMICAS PRIMER AÑO DE BACHILLERATO INAC

SOLUCIONES QUIMICAS

Soluciones (o disoluciones) químicas

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. 

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.
Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

    solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.(Ver: El agua como solvente).

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud denominada concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. 

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa  en 100 gramos de agua.  

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.  

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y enunidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

  c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que agregar para que quede al 4%?

Resolvamos:

El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que están expresadas en % P/V.

Datos que conocemos: V = volumen,  C= concentración

V₁  = 1 litro

C₁  =  37% 

 37%  P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución = soluto + solvente).

C₂  = 4%

V₂ =  ¿?

Regla para calcular disoluciones o concentraciones

V₁ • C₁    =    V₂ •  C₂

Puede expresarse en:   % P/V

Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:  

Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para saber cuantos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:

V₂  –   V₁  = Volumen de agua agregado

9,25   –  1   =  8,25 litros

Respuesta:   Se deben agregar 8,25 litros de agua

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

a) Fracción molar (Xi):  se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

Ejercicio:

Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?

Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.

Solvente: agua (H₂O)

Soluto: sal (NaCl)

Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm³ (4 litros) de solvente.

Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de soluto.

Para el agua, se conoce su masa molar = M(H₂O) = 18 g/mol (1 mol de H₂O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).

Averiguar cuántos moles de solvente H₂O) tenemos:

Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)

Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:

Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:

Fracción molar del solvente = X_solvente

Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977

Fracción molar del soluto= X_soluto

Fracción molar del soluto= 0,00023

Pero sabemos que:

Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1

b) Molaridad (M):  Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.

Ejercicio:

¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución?

Datos conocidos: metanol 64 g

Masa molar del metanol: 32 g/mol

Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)

Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.

Si un mol de metanol equivale a 32 g,  64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)

Aplicamos la fórmula:

Respuesta: 4 molar

(Ver: PSU: Química; Pregunta 12_2006)

c) Molalidad

En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

Solubilidad

En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido.

Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución saturada.

Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura dada.

En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede mezclarse homogéneamente con el agua para proporcionar una solución química.

Concepto

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g). de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente.

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad.

La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada.

Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M (molar) y en alcohol etílico (C₂H₆O), a esa misma temperatura, es 0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M (molar) se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad

Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión.

Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la solubilidad no se ve afectada por la presión.

Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no afecta a la solubilidad en este caso.

Unidades de medida

Puesto que la solubilidad es la máxima concentración que puede alcanzar un soluto, se medirá en las mismas unidades que la concentración.

Es habitual medirla en gramos de soluto por litro de disolución (g/l) o en gramos de soluto por cada 100 cc de disolución (%).

Aunque la unidad de medida se parezca a la de la densidad, no es una medida de densidad. En la densidad, masa y volumen se refieren al mismo cuerpo. En la solubilidad, la masa es de soluto y el volumen es de la disolución, de la mezcla de soluto y disolvente.