CARACTER GENERAL DE LOS METALES Y NO METALES

Metales

La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos.

Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....

NO METALES

Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.

Comparación DE LOS METALES Y NO METALES

Metales	no metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en solución acuosa. Las capas externas contienen poco electrones habitualmente trss o menos.	No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.

* Excepto hidrógeno y helio

LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

Metales

Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico).

No Metales

Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.

ESTADO FÍSICO DE LOS NO METALES MÁS IMPORTANTE

Grupo 1 A: Hidrógeno

Grupo 4A: Carbono

Grupo 5A: Nitrógeno, fósforo

Grupo 6A: Oxígeno, azufre,

Grupo 7A: Flúor, cloro, bromo, yodo.

Hidrógeno

Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble en agua (2,5 volúmenes/%): la molécula de hidrógeno es muy apolar. Se absorbe muy bien por los metales: el paladio absorbe hasta 850 veces su volumen de hidrógeno. El hidrógeno gas difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo. Es relativamente inerte, pero con un ligero aporte energético se disocia y el hidrógeno monoatómico resultante es muy reactivo: con el oxígeno lo hace de forma explosiva y llama azul pálida. Reacciona con otros muchos elementos: metales alcalinos, alcalinotérreos (excepto berilio), algunos metales del grupo d para formar hidruros metálicos; con los del grupo del nitrógeno forma amoníaco, fosfina; con los halógenos forma los halogenuros de hidrógeno.

Carbono

El carbono es un no metal inodoro e insípido, Es insoluble en la mayoría de los disolventes. Se encuentra en la naturaleza en cuatro formas alotrópicas: nanotubos, fullerenos, grafito y diamante.

El diamante es uno de los materiales más duros (10 en la escala de Mohs), aunque es quebradizo. Es incoloro. Su conductividad térmica es alta. No conduce la corriente. Es insoluble en disolventes líquidos.

El grafito es muy blando y quebradizo, de tacto resbaladizo. Su color va del gris mate al acerado. Es la forma más abundante. Es insoluble en disolventes líquidos.

Los fullerenos son nuevas formas sólidas de un número finito de átomos de carbono. Realmente es la única forma de carbono puro.

Los nanotubos son materiales frágiles, dependiendo de la estructura unos pueden conducir la corriente como los metales y otros no; semiconductor o metal según la geometría. Tienen un alta conductividad térmica a lo largo del tubo y muy baja en dirección perpendicular.

Nitrógeno

A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético, en estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua. El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas.

Fósforo

Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son: blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta.

El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo; cuando es puro es incoloro y transparente. En corte reciente parece amarillento. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. Arde espontáneamente en el aire con llama blanco-amarillenta, produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5).

El fósforo blanco es un aislante. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5, más estable.

El fósforo rojo, es insoluble en agua. Por encima de 700ºC aparece la forma P2, es muy venenoso.

El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. Tiene una estructura en capas. No es venenoso.

El fósforo negro tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor.

Oxigeno

El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50,3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. El oxígeno es incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura.

El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno). Es un gas diamagnético azulado, de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). Es débilmente soluble en agua. En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro.

Azufre

El azufre es un sólido amarillo pálido, inodoro, frágil, insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. En todos los estados, el azufre elemental se presenta en varias formas alotrópicas o modificaciones; éstas presentan una multitud de formas confusas cuyas relaciones no están todavía completamente aclaradas.

La flor de azufre es un polvo fino amarillo que se forma en las superficies frías en contacto con vapor de azufre. El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad.

Flúor

Es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas), venenoso y de olor penetrante. Es inflamable y el fuego no hay forma de apagarse. El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. Si están finamente divididos, metales, vidrios, cerámicas, carbono e incluso agua y amoníaco, arden con el flúor con llama brillante. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas.

Cloro

Es un gas amarillo-verdoso de olor asfixiante, muy tóxico. Es muy activo y reacciona directamente con la mayoría de los elementos (excepto nitrógeno, oxígeno y carbono). En algunos casos (hidrógeno) la reacción es lenta en la oscuridad o a temperatura ambiente, pero en presencia de luz (reacción fotoquímica) o por encima de 250 ºC se da de modo explosivo. Húmedo ataca a todos los metales (excepto tántalo) dando cloruros. Sustituye fácilmente al hidrógeno en las combinaciones hidrocarbonadas mediante reacciones muy vigorosas. Es soluble en agua.

Bromo

Es el único no metal líquido. De color rojo oscuro, pesado (cinco veces más denso que el aire), fluido, que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente, produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable, que asemeja al cloro.

En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo. En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC.

Yodo

Es un sólido cristalino, escamoso, de color negro violeta, de brillo metálico, que sublima a temperatura ambiente a gas azul-violeta con olor irritante. El iodo presenta algunas propiedades metálicas. Forma compuestos con muchos elementos (excepto gases nobles, azufre y selenio), aunque es menos activo que los otros halógenos, que lo desplazan de los yoduros. Es un oxidante moderado. En estado líquido es marrón.

NUMERO DE OXIDACION

	Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.
	Las reglas son:
	v      Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se  distribuyen en forma equitativa entre ellos.
	v      Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.
	Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.
	Por ejemplo: Vamos  a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.
	Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.
	Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.
	De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales  a veces pueden ser complejas o desconocidas.
	Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:
	En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de oxidación es 0.  Por ejemplo:  Auo,   Cl2o,  S8o.
	El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación  -1.
	El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.
	En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.
	Por ejemplo:
	Na+1 (Carga del ión)    +1 (Número de oxidación)
	S-2                        -2 (Número de oxidación)
	Al+3                                +3 (Número de oxidación)
	v      Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de  carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.
	v      La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.
	Por ejemplo:
	a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y  el O: -2
	+1  X -2
	Na2 S O3
	Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento.
	La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:
	(+1) x  2   +  X   + (-2) x  3 =  0
	2 + X - 6 = 0
	X =  + 4
	+1  +4  -2
	Na2 S O3
	En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.
	b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr2O7=  nos basaremos en el O: -2
	X     _2
	(Cr2 O7)-2
	2 x X  + (-2) x 7  =   -2   (Suma igual a la carga del ión)
	resolviendo, encontramos que   X = + 6
	+6   _2
	(Cr2 O7)-2

ESTEQUIOMETRÍA

Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometría vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y MOLAR
La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.
Composición porcentual de un elemento =
Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos.
Ejemplo:
El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.
Solución:
La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:

La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.

NOMENCLATURA
Es la forma de darle nombre a los compuestos. Durante mucho tiempo, los químicos nombraban los compuestos a voluntad propia, lo que hacía más difícil el control de los mismos. Hasta que en 1921 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) estableció reglas para poder nombrar cada uno de los compuestos de acuerdo a su fórmula. El elemento más positivo se escribe primero y se menciona después, el elemento más negativo se escribe al final y se menciona primero.
Para el estudio de la nomenclatura de los compuestos, estos se dividirán en:

• Binarios
• Ternarios
• Cuaternarios

Compuestos Binarios
Son los que están formados por dos elementos. Los elementos más importantes en estos compuestos son el hidrógeno y el oxígeno. Entre los compuestos binarios podemos mencionar a los hidrogenados, oxigenados, las sales, las aleaciones.

• Compuestos Hidrogenados: Los compuestos hidrogenados son los que llevan hidrógeno como principal elemento, combinados con un metal o un no metal. Entre éstos están:

• Hidruros: Hidrógeno + metal.

Ejemplos:
- NaH = Hidruro de sodio.
- HgH = Hidruro de mercurio.
- = Hidruro de calcio.
- = Hidruro de aluminio.
- = Hidruro de hierro.
- = Hidruro de cobre.

• Hidrácidos: Hidrógeno + no metal.

Ejemplos:
- = Ácido Clorhídrico.
- = Ácido Selenhídrico.
- HF = Ácido Yodhídrico.
- = Ácido Telurhídrico.
- = Ácido Sulfhídrico.
- = Ácido Borhídrico.

• Compuestos Oxigenados: Los compuestos oxigenados llevan oxígeno como elemento principal y éstos están combinados con elementos metálicos y no metálicos según sea el caso. Entre éstos están:

• Óxidos: Oxígeno + metal

Ejemplos:
- Cr2O3 = Trióxido de dicromo.
- Rb2O = Óxido de dirubidio.
- Al2O3 = Trióxido de dialuminio.
- Ca2O2 = Dióxido de dicalcio.
- Li2O = Óxido de dilitio.
- Fe2O3 = Trióxido de dihierro.

• Anhídridos: Oxígeno + no metal

Ejemplos:
- = Anhídrido perclórico.
- = Anhídrido boroso.
- = Anhídrido yódico.
- = Anhídrido bromoso.
- = Anhídrido nitrogenoso.
- = Anhídrido fosforoso.

• Sales: Las sales son las compuestas de la combinación de dos no metales, o un metal más un no metal. Entre estos están:

• Sales Básicas: Metal + no metal

Ejemplos:
- NaCl = Cloruro de sodio.
- KI = Yoduro de potasio.
- = Cloruro de magnesio.
- = Cloruro de cobalto.
- = Cloruro de calcio.
- = Boruro de sodio.

• Sales ácidas: No metal + no metal

Ejemplos:
- = Bromuro de selenio.
- BrF = Fluoruro de bromo.
- = Nitruro de yodo.
- = Cloruruo de arsenio.
- = Fosfuro de silicio.
- = Yoduro de telerio.

• Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.

Ejemplos:

• AgFe = Aleación de hierro y plata
• HgRb = Aleación de rubidio y mercurio
• MnCr = Aleación de cromo y manganeso
• Compuestos Ternarios
  Un compuesto ternario es el que está formado por tres elementos. Entre estos encontramos a los hidróxidos, oxácidos, sales dobles, sales ácidas, oxisales.
  
  • Hidróxidos: Se forman de la unión del hidrógeno con el oxígeno acompañados de un metal. En los hidróxidos el grupo OH es indispensable.
  Ejemplos:
  - NaOH = Hidróxido de sodio.
  - AuOH = Hidróxido de oro.
  - CaOH = Hidróxido de calcio.
  - AlOH = Hidróxido de aluminio.
  - FeOH = Hidróxido de hierro.
  - MnOH = Hidróxido de manganeso.
  
  • Oxácidos: Son compuestos formados por la combinación de un anhídrido y una molécula de agua.
  Anhídrido + H2O = Oxácido
  Ejemplos:
  - SO2 + H2O = H2SO3 = Ácido Sulfuroso.
  - Cl2O5 + H2O =H2ClO6 = Ácido Clórico.
  - CO2 + H2O = H2CO3 = Ácido Carbónico.
  - FO2 + H2O = H2FO3 = Ácido Fluoroso.
  - BrO3 + H2O = H2BrO4 = Ácido Bromoso.
  
  • Sales Dobles: Son el resultado de la sustitución del hidrógeno por dos metales diferentes, estos de colocan en orden de electropositividad.
  H2Se + Li + Rb = LiRbSe
  Ejemplos:
  - LiMgP = Fosfuro doble de Litio y Magnesio.
  - LiRbSe = Selenuro doble de Litio y Rubidio.
  - KNaS = Sulfuro doble de sodio y potasio.
  
  • Sales Ácidas: Éstas actúan sin presencia de oxígeno y consiste en eliminar parcialmente el hidrógeno por un elemento no metal.
  HF + Rb = RbHF
  Ejemplos:
  - RbHF = Fluoruro ácido de Rubidio.
  - NaHS = Sulfuro ácido de Sodio.
  - KHSe = Selenuro ácido de potasio.
• Compuestos Cuaternarios
  Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.
  
  • Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos, de ácidos oxácidos por un metal.
  Ejemplos:
  - NaHSO4 = Sulfato ácido de Sodio.
  - KHCO3 = Carbonato ácido de Potasio.
  - CaHSO4 = Sulfato ácido de calcio.
  - NaHCO3 = Carbonato ácido de sodio.
  - K2HSO5 = Sulfato ácido de potasio.
  - Na2HPO5 = Fosfato ácido de sodio.
  
  • Oxisales Dobles: Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los ácidos oxácidos de los grupos V y VI y el ácido carbónico.
  Ejemplos:
  - KLiSO3 = Sulfato doble de litio y potasio.
  - NaBaPO4 = Fosfato doble de bario y sodio.
  - NaLiSO3 = Sulfato doble de litio y sodio.
  - CsRbPO5 = Fosfato doble de rubidio y cesio.
  - BaCaCO3 = Carbonato doble de calcio y bario.
  - CaMgClO4 = Clorato doble de magnesio y calcio.
• LEYES QUÍMICAS
  La leyes químicas son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple los pesos de las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción.
• Ley de la Conservación de la Materia y Energía
  Esta ley nos dice que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede transformar al igual que la energía.
  
  La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente destruída se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se destruye sino que se convierte en energía.
• Ley de Proporciones Múltiples
  La teoría atómica de Dálton nos lleva a que los átomos se combinan para formar compuestos. Considerando que un átomo de A se combina con un átomo de B para formar el compuesto AB y que un átomo de A se combina con 2 átomos de B, para formar el compuesto AB2, Dálton propuso la ley de las proporciones múltiples que puede enunciarse así: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo del otro, guardan una relación sencilla de números enteros pequeños.
  Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números enteros. Tenemos por ejemplo el Carbono de Hidrógeno que forma Hidrocarburos en los cuales intervienen relaciones que aún siendo de números enteros, estos son a veces muy grandes.
• REACCIONES QUíMICAS
  Una reacción química es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se origina otra u otras diferentes de las iniciales. Las reacciones químicas se representan separando con una flecha las sustancias originales de las finales:
  
  A las sustancias A y B se les denomina productos reaccionantes y a las sustancias C y D productos de la reacción.
• Tipos de Reacciones Químicas
  
  • Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.
  
  
  • Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.
  • Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.
  • Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto.
  • Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos.
  • Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.
• BALANCEO DE ECUACIONES
• Método Algebraico
  Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:
• Identificar reactivos y productos.
• Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente 2.
• Se asignan literales para cada componente.
• Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.
• Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.
  Ejemplo:
  
  
  
  
  
  
  De tal forma que al multiplicar los coeficientes de cada compuesto con el número de cada elemento, estos queden igual de cada lado:
  
  C = 14 C = 14
  H = 12 H = 12
  O = 34 O = 34
• Método Rédox
  Para balancear por medio de este método seguiremos algunas reglas:
• El número de oxidación de cualquier elemento que se encuentre libre es 0.
  
  H0, O20, Cl0, Fe0
• El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga.
  
  Na+1, Ca+2, Cl+1
• En las combinaciones entre metales en que no intervenga el Hidrógeno y el Oxígeno, el no metal que esta por encima o a la derecha del otro en la tabla periódica se considera negativo.
• La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula para un compuesto neutro debe ser 0. Por tanto en HNO3 el número de oxidación de los tres oxígenos es (-6), del Hidrógeno es (+1) y del nitrógeno es (+5).
• La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ion debe ser igual a la caga del ion, así en el NH4 el número de oxidación de N debe ser (-3).
  Ejemplo 1:
  
  I.
  Oxidación (2é)
  Balanceada:
  II.
  Reducción (5é)
  Balanceada:
  
  
  
  
  H = 36 H = 36
  S = 5 S = 5
  O = 28 O = 28
  Mn = 2 Mn = 2
  Ejemplo 2:
  
  I.
  Oxidación (1é)
  Balanceada:
  II.
  Reducción (5é)
  Balanceada:
  
  Fe = 5 Fe = 5
  Mn = 1 Mn = 1
  O = 4 O = 4
  H = 8 H = 8
  10
  +
  +
  
  
  
  
  
  
  

PH del agua

La calidad del agua y el pH son a menudo mencionados en la misma frase. El pH es un factor muy importante, porque determinados procesos químicos solamente pueden tener lugar a un determinado pH. Por ejemplo, las reacciones del cloro solo tienen lugar cuando el pH tiene un valor de entre 6,5 y 8.

El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Está determinado por el número de iónes libres de hidrogeno (H+) en una sustancia.
La acidez es una de las propiedades más importantes del agua. El agua disuelve casi todos los iones. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua.
El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H⁺) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuando el número de protones iguala al número de iones hidroxilo, el agua es neutra. Tendrá entonces un pH alrededor de 7.
El pH del agua puede variar entr 0 y 14. Cuando el ph de una sustancia es mayor de 7, es una sustancia básica. Cuando el pH de una sustancia está por debajo de 7, es una sustancia ácida. Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución.
El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces más ácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien veces más ácida, el pH disminuirá en dos unidades.El término común para referirse al pH es la alcalinidad.

¿Sabías que el pH de la Coca-Cola está alrededor de 2? ¿Y sabías que es inútil medir el pH del agua de osmosis inversa o del agua desmineralizada? Ni el agua desmineralizada ni el agua de ósmosis inversa contienen iones tampón. Esto significa que el pH puede ser tan bajo como 4, pero también tan alto como 12. Ambos tipos de agua no son fácilmente utilizables en su forma natural. ¡Siempre son mezclados antes de su aplicación!

Métodos de determinación del pH

Existen varios métodos diferentes para medir el pH. Uno de estos es usando un trozo de papel indicador del pH. Cuando se introduce el papel en una solución, cambiará de color. Cada color diferente indica un valor de pH diferente. Este método no es muy preciso y no es apropiado para determinar valores de pH exactos. Es por eso que ahora hay tiras de test disponibles, que son capaces de determinar valores más pequeños de pH, tales como 3.5 or 8.5.
El método más preciso para determinar el pH es midiendo un cambio de color en un experimento químico de laboratorio. Con este método se pueden determinar valores de pH, tales como 5.07 and 2.03.
Ninguno de estos métodos es apropiado para determinar los cambios de pH con el tiempo.

El electrodo de pH

Un electrodo de pH es un tubo lo suficientemente pequeño como para poder ser introducido en un tarro normal. Está unido a un pH-metro por medio de un cable. Un tipo especial de fluído se coloca dentro del electrodo; este es normalmente “cloruro de potasio 3M”. Algunos electrodos contienen un gel que tiene las mismas propiedades que el fluído 3M. En el fluído hay cables de plata y platino. El sistema es bastante frágil, porque contiene una pequeña membrana. Los iones H+ y OH- entrarán al electrodo a través de esta membrana. Los iones crearán una carga ligeramente positiva y ligeramente negativa en cada extremo del electrodo. El potencial de las cargas determina el número de iones H+ y OH- y cuando esto haya sido determinado el pH aparecerá digitalmente en el pH-metro. El potencial depende de la temperatura de la solución. Es por eso que el pH-metro también muestra la temperatura.

Ácidos y bases

Cuando los ácidos entran en contacto con el agua, los iones se separan. Por ejemplo, el cloruro de hidrogeno se disociará en iones hidrógeno y cloro (HCL--à H+ + CL-).
Las bases también se disocian en sus iones cuando entran en contacto con el agua. Cuando el hidróxido de sodio entra en el agua se separará en iones de sodio e hidroxilo (NaOH--à Na⁺ + OH^-).

Cuando una sustancia ácida acaba en el agua, le cederá a ésta un protón. El agua se volverá entonces ácida. El número de protones que el agua recibirá determina el pH. Cuando una sustancia básica entra en contacto con el agua captará protones. Esto bajará el p del agua.
Cuando una sustancia es fuertemente ácida cederá más protones al agua. Las bases fuertes cederán más iones hidroxilo.

A continuación resumimos una lista de productos y su pH:

pH	producto
14	Hidróxido desodio
13	lejía
12.4	lyme
11	amoniaco
10.5	manganeso
8.3	levadura en polvo
7.4	sangre humana
7.0	gua pura
6.6	leche
4.5	tomates
4.0	vino
3.0	manzanas
2.0	zumo de limón
0	ácido clorhídrico

SOLUCIONES MOLARES

Como se comprende, las SOLUCIONES EXPRESADAS EN MOLES son soluciones, como cualquiera de las que señalamos antes, en las que hay una masa de sustancia disuelta en un volumen. La única diferencia es que hay que realizar un CALCULO PREVIO para saber cuanta masa hay que colocar en el matraz para obtener una determinada concentración en moles. Así, como vimos, una solución de glucosa al 5% es una solución que tiene 0,277 moles por litro y se dirá: "Solución de glucosa: 0,277 mol/L".
Es poco frecuente usar, en Medicina, soluciones de una concentración tan alta como para tener que hablar de MOLES por litro. Lo habitual es que la sustancia se encuentre en los líquidos orgánicos en concentraciones del orden de los MILIMOLES (1 mmol = 10-3 mol ) y, así, la solución de glucosa será de 277 mmol/L. Una notación muy conveniente, sobre todo cuando se quieren evitar confusiones en las ecuaciones, es decir: 277 mmol/L = 277 mmol . L-1
También, de acuerdo al Sl: 277 mmol . dm3 = 277 mmol . dm-3
Recordando la propiedad intensiva de las soluciones, esta concentración se puede expresar de muchas maneras:
277 mmol/L = 277 μmol/mL = 0,277 mmol/mL = 0,277 μmol/μL
El término SOLUCION MOLAR se usa para definir la solución que tiene una cierta cantidad de moles por litro de solución y, en nuestro caso, se diría "solución de glucosa 0,277 molar" ó 0,277 M. Aunque ésta forma de expresar es muy usada, es preferible señalar siempre las unidades (0,277 mol/L).

DEFINICIONES

SOLUCION 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.

MOL-Es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia , una de las siete magnitudes  físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades 

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12 Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de avogadro N_A) y equivale a:

MASA MOLECULAR- La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en 'uma' o simplemente 'u') en una molécula. En algunos textos todavía se denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.

1. Para calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que intervienen en el compuesto.
2. Empezaremos por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.
3. Multiplicaremos el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa atómica del mismo.
4. Procederemos de la misma forma con todos los elementos.
5. Sumaremos los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa molecular expresada en unidades de masa atómica ('uma' o 'u').

Otros ejemplos:

Si la fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del paréntesis.

DISOLUCIONES-Mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones. Las disoluciones verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al disolverse en agua.