-Fuerza de atracción (Fa): Que nos permite la cohesión y el ordenamiento de las moléculas.

-Fuerza de repulsión (Fr): Que permite la separación de las moléculas.

a) Estado sólido: Se caracteriza por tener forma y volumen definido, debido a que la fuerza de atracción intermolecular es mayor que la fuerza de repulsión.

b) Estado líquido: Se caracteriza por tener volumen definido y forma variable según el recipiente que lo contenga, debido al equilibrio existente entre la fuerza de atracción y la de repulsión.

c) Estado gaseoso: Estos carecen de forma y volumen definido, ya que la fuerza de repulsión intermolecular es mayor que la fuerza de atracción.

d) Estado Plasmático: Es el cuarto estado de la materia, es energético y se considera al plasma, como un gas cargado eléctricamente (ionizado); conformado por moléculas, átomos, electrones y núcleos; estos últimos provenientes de átomos desintegrados. Se encuentra a elevadísimas temperaturas de 20000º C. Ejemplo, el núcleo del sol, de las estrellas, energía atómica.En la superficie terrestre a una distancia de 200 Km, se encuentra el plasma de hidrógeno conformando el cinturón de Van Allen.

Cambios de estado de la materia

La materia cambia de un estado a otro por efecto de la temperatura y presión, ya sea aumentando o disminuyendo la energía calórica. En la naturaleza es frecuente observar que la materia cambia de un estado a otro. Tal vez el ejemplo más conocido sea el caso del agua, que se puede encontrar en forma sólida, líquida y gaseosa.
Se reconocen 2 tipos de cambios de estado: Progresivos y regresivos.

-Cambios de estado progresivos

Los cambios de estado progresivos se producen cuando se aplica calor a los cuerpos y son: sublimación progresiva, fusión y evaporación.

Sublimación progresiva: Este cambio se produce cuando un cuerpo pasa del estado sólido al gaseoso directamente. Ejemplo: sublimación del yodo, sublimación de la naftalina.
Fusión: Es el paso de una sustancia, del estado sólido al líquido por la acción del calor. La temperatura a la que se produce la fusión es característica de cada sustancia. Por ejemplo, la temperatura a la que ocurre la fusión del hielo es 0º C. La temperatura constante a la que ocurre la fusión se denomina Punto de Fusión. A esta temperatura existe un equilibrio entre el estado cristalino de alta ordenación y el estado líquido más desordenado.
Evaporación: Es el paso de una sustancia desde el estado líquido al gaseoso. Este cambio de estado ocurre normalmente a la temperatura ambiente, y sin necesidad de aplicar calor. Bajo esas condiciones, sólo las partículas de la superficie del líquido pasarán al estado gaseoso, mientras que aquellas que están más abajo seguirán en el estado inicial.
Sin embargo, si se aplica mayor calor, tanto las partículas de la superficie como las del interior del líquido podrán pasar al estado gaseoso. El cambio de estado así producido se llama Ebullición. La temperatura que cada sustancia necesita para alcanzar la ebullición es característica de cada sustancia y se denomina Punto de Ebullición. Por ejemplo, el punto de ebullición del H2O a nivel del mar es 100º C.

Observaciones: La temperatura a la que ocurre la fusión o la ebullición de una sustancia es un valor constante, es independiente de la cantidad de sustancia y no varía aún cuando ésta continúe calentándose.

-Cambios de estado regresivos

Los cambios de estado regresivos son aquellos que se producen cuando los cuerpos se enfrían. Se reconocen 3 tipos: Sublimación regresiva, solidificación y condensación.

Sublimación regresiva: Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia gaseosa se vuelve sólida, sin pasar por el estado líquido.
Solidificación: Es el paso de una sustancia desde el estado líquido al sólido. Este proceso ocurre a una temperatura característica para cada sustancia denominada punto de solidificación y que coincide con su punto de fusión.
Condensación: Es el cambio de estado que se produce en una sustancia al pasar del estado gaseoso al estado líquido. La temperatura a la que ocurre esta transformación se llama punto de condensación y corresponde al punto de ebullición.

Fuente

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

Estructura atómica

La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleónes, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.

El núcleo atómico

El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:

-Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.

-Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg).

El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).
La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).

Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.

Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico.
Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones

Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positívamente rodeada de una nube de carga negativa.

Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con la ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.

Nube de electrones

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg.
La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.
A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partícula con carga neta diferente de cero.
El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.

Dimensiones atómicas

La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.
El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero puede estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.
Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.

Fuente

- Lavoisier (2ª mitad del s.XVIII) descubre lo que es el fuego, es decir, explica la naturaleza intrínseca de la combustión:
C+ O2 =CO2 + Q
Llamó Lavoisier al elemento “activo” del aire oxígeno; se inicia así la nomenclatura química.
- Dalton en 1808 enuncia que “la materia está formada por elementos unidos entre sí”. Se definen así los compuestos químicos.
- El descubrimiento de la pila por Volta hace posible la electroquímica; se separan así elementos químicos.
- Davy obtiene Cl, K, Na; etc.
- Faraday, en 1834, enuncia sus leyes.
- Le Chatelier, en 1880, formula las leyes del equilibrio químico:
A + B = C + D
Kequilibrio =([C].[D])/([A].[B])

- Van´t Hoff, en 1886, formula su teoría de las disoluciones.
- Arrhenius, en 1887, da una definición de Ácidos y bases basándose en su teoría de disociación electrolítica.

Se denomina cuerpo a cualquier conjunto de materia en el espacio, como un planeta, estrella, etc., a toda cosa u objeto material.
Los cuerpos se clasifican en heterogéneos o mezclas (Del lat. vulg. heterogeneus < gr. heterogenes < heteros = otro + genos = género. Integrado por partes de distinta naturaleza) y homogéneos.

Cuerpo heterogéneo

La unión de varios cuerpos homogéneos sólidos da lugar, en general, a una mezcla sin que se produzca ningún tipo de reacción química, por tanto sin que se desprenda o absorba calor, aunque conlleva un aumento del “desorden”, o entropía. En el caso de los líquidos no tiene porque ser así.

Los distintos componentes o fases de un cuerpo heterogéneo, que en muchas ocasiones son apreciables a simple vista, pueden separarse por métodos físicos (es decir, por procedimientos en los que es la masa y la forma de los cuerpos lo más relevante, con independencia de la naturaleza intrínseca de la unión de los átomos). Por ejemplo si se trata de separar los componentes de un suelo, ello podría llevarse a cabo por decantación y así se hace actualmente.

Cuerpo homogéneo

Un trozo de hierro, un trozo de mármol (calcita), el agua del mar, o el vino, serían cuerpos homogéneos.
Un cuerpo homogéneo puede, por tanto, estar constituido por varias clases de átomos diferentes.
Los componentes de un cuerpo homogéneo pueden separarse por procedimientos denominados químicos.
Sustancia pura: cuerpo homogéneo cuya composición no varía.
Disolución: cuerpo homogéneo susceptible de presentar diferentes composiciones.
Especie química: cualquier elemento o compuesto químico, con o sin carga eléctrica.

Mol: la “docena del químico”

Un mol de cualquier especie química equivale a un número de unidades de dicha especie igual al número de Avogadro, N. (N=6,02*1023 unidades). El peso molecular, Pm, es lo que pesa un mol; nº moles=gramos/Pm
Un mol de átomos de hierro sería el peso atómico del hierro.
Un mol de moléculas NH3 sería el peso molecular de esta molécula, y puede obtenerse sumando los pesos atómicos de los átomos integrantes.
El peso atómico del H es igual a la unidad. El peso atómico del hidrógeno molecular, H2, es 2.
El peso atómico del oxígeno atómico, O, es 16. El peso molecular del O2 es 32.
Los pesos atómicos se refieren a N átomos, mientras que los pesos moleculares a N grupos de átomos. Siempre que haya más de un átomo en la fórmula lo correcto es hablar de peso molecular, aunque el enlace, a menudo sea iónico, o fundamentalmente iónico. Si se prefiere se puede uno referir al peso fórmula.

Formas más usuales de expresar la concentración de soluto en una disolución:

Fracción molar del soluto, a=(nº de moles de soluto/nº total de moles);
Molaridad, M =(nº de moles/V. disol,l)
Molalidad, m=(nº de moles/Kg de disolvente)
Normalidad, N=(nº de equivalentes/V.disol.,l);
nº equivalentes.=gramos/equivalentegramo; equiv.gramo=Pm/valencia;
Resulta N=M.valencia

Preparación de disoluciones

Es fácil, a partir de un producto sólido, preparar una disolución de una determinada concentración molar: Basta calcular los gramos haciendo uso de la fórmula, echarlos a un vaso de precipitado, agitar con una varilla de vidrio, o, si fuese necesario, calentar suavemente hasta total disolución; y, por último, vaciar en un matraz aforado de la capacidad adecuada al cálculo (normalmente, en prácticas se emplea un matraz de 100 ml), enrasando hasta el aforo.
A partir de disoluciones de molaridad conocida (Mc) pueden prepararse fácilmente disoluciones más diluidas (Md) aplicando la fórmula de las diluciones: Mc.Vc=Md.Vd. Ha de calcularse el volumen Vc que se añade al matraz en el que se va a preparar la disolución de concentración más baja, completando con disolvente (normalmente agua) hasta el aforo.

Volumetrías

Tanto en reacciones ácido-base como de oxidación-reducción se emplea la Normalidad, que incluye el concepto de valencia:
N=nº de equivalentes de soluto/Volumen de disolución (l)
N =gr/(Pm/v)//V, siendo v la valencia
.
Cuando se trata de un ácido (o base) de Arrhenius la valencia es el nº de protones (o iones oxhidrilo) que se disocian.
En el caso de un oxidante o un reductor, su valencia es el número de electrones que resulta necesario añadir cuando se emplea el método del ión-electrón para ajustar la semirreacción correspondiente.
Así por ejemplo, en el caso de que se emplee como oxidante en medio ácido el permanganato de potasio la valencia del permanganato es 5 ya que estos son los electrones necesarios para ajustar la reducción de permanganato a sal manganosa según:
MnO4-+ 8H++5e—–Mn+++4H2O ; coincide aquí con el cambio en el número de oxidación

Otro ejemplo sería el de la oxidación del oxalato a CO2; aquí la valencia del oxalato sería 2:

C2O4=—– 2CO2+2e- ; la valencia es el cambio en el número de oxidación multiplicado por 2

En volumetrías ácido-base u oxidación-reducción se emplea la fórmula: NV=N´V´=nº de equivalentes.
Normalmente, a partir de los equivalentes conocidos de una especie química, se obtiene experimentalmente la normalidad de la otra; previamente se ha determinado, haciendo uso de una bureta e indicadores adecuados, el volumen necesario para neutralizar a la primera.

Constante de equilibrio

Las constantes de equilibrio se definen en función de las concentraciones molares aparentes, o “actividades”.
A bajas concentraciones, por no “estorbarse” las distintas especies químicas en su actividad y ser ésta linealmente dependiente de la concentración, coinciden desde el punto de vista del significado físico concentraciones molares y actividades
Para moléculas de gran tamaño, debido a los efectos estéricos, es prácticamente imposible conocer las constantes de equilibrio. De no ser por esta dificultad podría planificarse la síntesis de seres vivos.

En cuanto a las unidades en que deben ser expresadas las constantes de equilibrio, es posible referir las actividades a las estándares o tipo, iguales a la unidad para cada especie química; por tanto todas las constantes de equilibrio pueden considerarse adimensionales.

Las constantes de equilibrio son constantes a una temperatura dada, y a una presión total dada sobre el sistema. No dependen de las concentraciones o presiones parciales de reactivos o productos de reacción.

Abundancia de los elementos en el Universo y en la corteza terrestre:

El hidrógeno, principal componente de las estrellas, es con diferencia el elemento más abundante del universo, a quien sigue el helio (producto de la fusión nuclear del primero).
En la corteza terrestre el elemento más abundante es el oxígeno, seguido del silicio y aluminio, ya que estos elementos constituyen lo fundamental del esqueleto feldespático.

O : 47%
Si : 27,5%
Al: 8,6%
Fe: 5%
Ca: 3,5%
Na:2,5%
K:2,5%
Mg: 2%
————–
total=98 ,6 %
El resto se lo reparten los demás elementos.

La extracción de dichos elementos se facilita por las distintas preferencias químicas de unos y otros, lo que da lugar a minerales muy localizados (minas) que concentran a los elementos escasos.

Los compuestos más abundantes de la corteza terrestre, los feldespatos, son de dos tipos:
- ortoclasas : ejemplo (Na,K)AlSi3O8
- plagioclasas: ejemplo (Ca,2Na)Al2Si2O8

En las ortoclasas de cada cuatro silicios, de lo que sería el cuarzo, uno ha sido sustituido por un aluminio, formando éste parte del esqueleto de tetraedros. El defecto de carga positiva se compensa con la introducción de cationes sodio o potasio en los huecos de la red, naturalmente fuera de los tetraedros.
En las plagioclasas dos de cada cuatro silicios, de lo que sería el cuarzo, han sido sustituidos por aluminio. El defecto de carga positiva se compensa con la introducción de cationes calcio, o de sodio. Existen pocas plagioclasas que presenten una cantidad significativa de potasio.

El hierro es también muy abundante, encontrándose fundamentalmente como pirita (FeS2), óxidos de hierro diversos (hematita Fe2O3, limonita Fe2O3 .H2O, magnetita) y como carbonato (siderita FeCO3). En el albero, el óxido de hierro se encuentra en un estado de división máxima, es decir, peptizado.

Fuente