Introducción

En la presente investigación se abarcaron dos puntos fundamentales de la química moderna, puntos que al mismo tiempo se subdividen en otros aspectos de la química importantes para el entendimiento y comprensión de los diferentes materiales que se forman a través de la combinación de varios elementos. Asi mismo se ven formulas, conceptos y compuestos fundamentales para poder introducir al lector a los elementos básicos de cualquier material visible y de común utilización.

Objetivos

Conocer el origen de la clasificación de los elementos y a las personas que dedicaron su vida a la investigación de los mismos

Crear un panorama más amplio en el lector acerca de la química moderna

Conocer y entender los conceptos básicos de la materia y su composición según el elemento en cuestión.

Enfocar el presente estudio a la estructura de los materiales de ingeniería

TEORIA ATOMICA DE LA MATERIA

Los filosofos de la antigüedad especularon sobre la naturaleza de la materia fundamental con el que estaba formamdo el mundo. Democrito (460-370) y otros filósofos griegos de la antigüedad pensaban que el mundo material debía estar formado de pequeñas partículas indivisibles a las que llamaron atomos, que significa indivisible. Sin embargo mas tarde, Platon y Aristoteles propusieron la idea de que no podía haber partículas indivisibles, y asi la perspectiva atómica de la materia se desvaneció por muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristotélica domino la cultura occidental.

El concepto del atomo resurgió en Europa durante el siglo XVII. Cuando los científicos intentaton medir las cantidades de elementos que reaccionaban entre si para formar nuevas sustancias, se estableció la basr para una teoría atómica que vinculaba la idea de elementos con la idea de atomos. La teoría nació del trabajo de John Dalton durante el periodo de 1803 a 1807. La teoría atómica de Dalton de apoyaba en los cuatro postulados enunciados a continuación:

1. Cada elemento esta formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas atomos.2. Todos los atomos de un elemento dado son idénticos entre si, pero los atomos de yn

elemento son diferentes a los atomos de otros elementos.3. Los astomos de un elemento no se pueden transformar en atomos de otro elemento

mediante reacciones químicas.4. Los compuestos se forman cuando los atomos de mas de un elemento se combinan; un

compuesto dado siempre tiene el mismo numero relativo y tipo de atomos.

La teoría de Dalton explica varias leyes de combinación química que se conocían en su época incluyendo la ley de la composición constante (basada en el postulado #4)

En un compuesto dado, son constantes los números relativos y los tipos de atomos.

También explica la conservación de la masa, que se apoya en el postulado 3.

La masa total de los materiales presentes, después de una reacción química, rs la misma que la masa total antes de la reacción.

Una buena teoría explica hechos conocidos y predice nuevos eventos. Dalton utilizo su teoría para deducir la ley de las proporciones múltiples:

Si dos elementos A y B se combinan para formar mas de un compuesto las masas de B que se pueden combinar con una masa dada de A están en razón de pequeños números enteros.

Podemos ilustrurar esta ley considerando agua y peróxido de hidrogeno, los cuales están formados por elementos de hidrogeno y oxigeno. Para formar agua, 8.0g de oxigeno se combinan con 1.0 de hidrogeno. Para elaborar peróxido de hidrogenon 16.0g de oxigeno se combinan con 1.0g de hidrogeno. Asi la razón de la masa de oxigeno por gramo de hidrogeno para estos

compuestos es 2:1. Con base en la teoría atómica de Dalton, se concluye que el peróxido de hidrogeno contiene el doble de atomos de oxigeno por cada atomo de hidrogeno en comparación con el agua,

DESCUBRIMIENTO DE LA ESTRUCTRA ATOMICA

Dalton llego s sus conclusiones sobre los atomos basándose en las observaciones Químicas realizadas en el laboratorio. Ni el ni quienes le sucedieron durante el siglo posterior a la publicación de su trabajo contaron con la evidencia directa de la existencia de atomos. Sin embargo en la actualidad es posible medir las propiedades de átomos individuales e incluso ver imágenes de ellos.

Conforme los científicos desarrollaron métodos para sondear la naturaleza de la materia, el átomo, que se suponía indivisible, comenzó a dar señales de tener una estructura más compleja; ahora se sabe que los átomos se componen de partículas subatómicas. Antes de resumir el modelo actual, se consideran brevemente algunos de los mas importantes descubrimientos que llevaron a ese modelo. Se verá que el átomo esta parcialmente compuesto por partículas con carga eléctrica: algunas tiene una carga positiva y otras una carga negativa. A medida que se explique el desarrollo de nuestro actual modelo del atomo, tenga presente este hecho: las partículas con la misma carga se repelen entre si, mientras que las partículas con cargas diferentes se atraen.

Rayos Catódicos Electrones

A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había extraído por bombeo casi todo el aire). Un alto voltaje produce radiación dentro del tubo. Esta radiación recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en el electrodo negativo, o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento puede detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan rayos de luz fluorescente.

En la ausencia de campos magnéticos o eléctricos, los rayos catódicos viajan en línea recta. Sin embargo, los campos magnéticos y eléctricos "doblan" los rayos, es decir, los desvían tal como se esperaría que lo hicieran partículas con carga negativa. Más aún, una placa metálica expuesta a rayos catódicos adquiere una carga negativa. Estas observaciones de las propiedades de los rayos catódicos sugirieron a los científicos que la radiación consiste en una corriente de partículas con carga negativa, que ahora llamamos electrones.

Además, se descubrió que los rayos catódicos emitidos por cátodos de diferentes materiales eran iguales. Todas estas observaciones dieron pie a la conclusión de que los electrones son un componente fundamental de la materia.

Imagen 1: tubo de rayos catódicos con campos eléctricos y magnéticos perpendiculares

En 1897 el físico británico J.J.Thomson (1856 – 1940) calculó la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón empleando un tubo de rayos catódicos Midiendo de forma cuidadosa y cuantitativa los efectos de los campos magnéticos y eléctricos sobre el movimiento de los rayos catódicos, Thompson determinó que la relación es de 1.76 x 108 culombios por gramo (el culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica).

Al conocerse la relación carga-masa del electrón, un científico que pudiera medir ya sea la carga o la masa del electrón podría calcular fácilmente la otra magnitud. En 1909 Robert Millikan (1868 – 1953) logró determinar experimentalmente que la carga del electrón era de 1.60 x 10 -19 C y, a partir de ese valor y de la relación carga-masa de Thompson, que su masa erade: 9.10x10-31 Kg

Experimento de Millikan

El experimento de la gota de aceite fue un experimento realizado por Robert Millikan y Harvey Fletcher en 1909 para medir la carga elemental (la carga del electrón).

Este experimento implicaba equilibrar la fuerza gravitatoria (dirigida hacia abajo) con la flotabilidad (dirigida en sentido contrario a la gravitacional) y las fuerzas eléctricas en las minúsculas gotas de aceite cargadas suspendidas entre dos electrodos metálicos. Dado que la densidad del petróleo era conocida, las masas de las “gotas ", y por lo tanto sus fuerzas gravitatorias y de flotación, podrían determinarse a partir de sus radios observados. Usando un campo eléctrico conocido, Millikan y Fletcher pudieron determinar la carga en las gotas de aceite en equilibrio mecánico. Repitiendo el experimento para muchas gotas, confirmaron que las cargas eran todas múltiplos de un valor fundamental, y calcularon que es 1,5924|(17).10 -19 C, dentro de un uno por ciento de error del valor actualmente aceptado de 1,602176487|(40).10 -19 C. Propusieron que ésta era la carga de un único electrón.

Imagen: Experimento de Millikan

Entonces al obtener la carga del electron Robert Millikan (1868-1953) calculo la masa del mismo y la razón entre carga y masa de Thompson 1.76E8 C/g

Masa del electrón = 1.62e-19C1.76 e8C /g

De lo anterior se desprenden varios modelos atómicos que poseen cierta lógica pero con el tiempo fueron descartados ya que los avances tecnológicos proporcionaban nuevos datos, aproximaciones e imágenes más clara a los investigadores acerca de la estructura atómica.

A continuación se presentan los modelos atómicos en la Historia de la Física cuántica:

Modelo Atómico de Dalton

Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos:

La materia está formada por partículas muy pequeñas para ser vistas, llamadas átomos.

Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el peso.

Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.

Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.

Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones químicas.

En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples.

La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento.

A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas.

Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.

Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca de la misma.

Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton:

Ley   de   la   Conservación   de   la  Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Ley de   las  Proporciones  Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa.

Ley  de   las  Proporciones  Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números pequeños enteros.

Modelo Atómico de Thomson

Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevados a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas.

Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva.

En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Modelo Atómico de Rutherford

Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.

El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.

Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla resumiendo las características de estos componentes:

En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA) procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:

Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro, igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que denomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas metálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por espacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos pesados con cargas altas (Figura N° 03).

Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del núcleo.

Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:

El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.

El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo.

La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.

Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos).

El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita.

El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.

En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.

Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.

En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en numerosos procesos químicos.

= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)

C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)

= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.

Modelo Atómico de Bohr

El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico de Bohr:

El Atomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente

alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).

El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre los niveles permitidos.

Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.

Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral característica.

La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno esta dada por:

Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada.

La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia bien definida dada por:

hv = | Ei - Ei |

De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:

E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)

h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank

R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg

El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.

Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les asignó un número entero positivo. El

nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, como se citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).

Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni pierde energía.

Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02) niveles.

La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.

El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico, puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.

TEORIA MOLECULAR

Moléculas y compuestos Moleculares

Aun cuando el átomo es la muestra representativa más pequeña de un elemento, solo los elementos que son gases nobles se encuentran normalmente en la naturaleza como átomos aislados. La mayor parte de la materia está compuesta de moléculas o iones.

Moléculas y Formulas Químicas

Diversos elementos se encuentran en la naturaleza en forma molecular; dos o mas átomos del mismo tipo se unen entre si, Por ejemplo la mayor parte del oxigeno en el aire consiste en las moléculas que contienen dos átomos de oxigeno.

Esta fórmula molecular de Oxigeno se presenta con la formula química O2. El subíndice indica que dos átomos de oxigeno están presentes en cada molécula, Una molécula formada por dos átomos se conoce como molécula diatómica,

Una molécula puede definirse como un agregado de dos o más átomos unidos entre sí mediante enlaces químicos. Los compuestos moleculares están formados exclusivamente por no metales. En los compuestos moleculares la partícula individual más pequeña que conserva las propiedades del compuesto es su molécula. En los compuestos iónicos también es la molécula; pero dicha molécula está constituida por iones. El conjunto de átomos que constituye una molécula se comporta como una unidad independiente. Aunque todos los compuestos químicos se representan por una fórmula, existe alguna situación en la que una fórmula no representa necesariamente a un compuesto. Es el caso que ofrecen los elementos que en la naturaleza se presentan formando moléculas, generalmente diatómicas, constituidas por átomos de un solo elemento que se unen entre sí. Elementos tan comunes como el hidrógeno, oxígeno o nitrógeno

están formados por moléculas diatómicas y cuando hablamos de cómo se presenta en la naturaleza, nos estamos refiriendo a H2, N2, O2. Los elementos del grupo 17 de la tabla periódica, los llamados halógenos (F2, Cl2, Br2, I2), pertenecen a este mismo grupo de moléculas diatómicas.

Formulas Moleculares y Empiricas

Los químicos utilizan las formulas químicas para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos, por medio de los símbolos químicos. Composición significa no solamente los elementos presentes, sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. Es necesario familiarizarse con dos tipos de fórmulas: fórmulas moleculares y fórmulas empíricas.

Formulas Moleculares

Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. En el análisis sobre moléculas, cada ejemplo se presenta con su fórmula molecular. Así el H2 es la fórmula molecular del hidrógeno, O2 representa al oxígeno, O3 es el ozono y H2O representa al agua. El subíndice numérico indica el número de átomos de cada elemento que están presentes. En el caso del H 2O no aparece un subíndice para el O debido a que solamente hay un átomo de oxígeno en una molécula de agua; de esta manera se omite el subíndice “uno” de las formulas. Observe que oxígeno (O2) y ozono (O3) son alótropos del oxígeno. Un alótropo es una de dos o más formas diferentes de un elemento. Dos formas alotrópicas del elemento carbono -diamante y grafito-, son completamente diferentes no sólo en sus propiedades químicas, sino también en su costo relativo.

Modelos Moleculares

Las moléculas son demasiado pequeñas como para poder observarlas de manera directa. Una forma efectiva para visualizarlas es mediante el uso de modelos moleculares. Por lo común se utilizan dos tipos de modelos moleculares: los modelos de esferas y barras, y los modelos espaciales.En los modelos de esferas y barras los átomos están representados por esferas de madera o de plástico con orificios perforados en ellas. Para representar los enlaces químicos se utilizan barras o resortes. Los ángulos que se forman entre los átomos en los modelos se aproximan a los ángulos de enlace reales de las moléculas. Con excepción del átomo de H, todas las esferas son del mismo tamaño y cada tipo de átomo está representado por un color específico.En los modelos espaciales los átomos están representados por esferas truncadas que se mantienen unidas a presión de tal manera que los enlaces no se ven. El tamaño de las esferas es proporcional al tamaño de los átomos, El primer paso para construir un modelo molecular consiste en escribir la formula estructural, que muestra cómo están unidos entre sí los átomos de una molécula. Por ejemplo, se sabe que en la molécula de agua cada uno de los átomos de H está unido a un átomo de O. Por tanto, la fórmula estructural del Agua es H-O-H.

Una línea que une dos símbolos atómicos representa un enlace químico.Los modelos de esferas y barras muestran con claridad la distribución tridimensional de los átomos y son relativamente fáciles de construir. Sin embargo, el tamaño de las esferas no es proporcional al tamaño de los átomos. Como consecuencia, las barras por lo general exageran la distancia entre los átomos de una molécula. Los modelos espaciales son más exactos porque muestran la diferencia del tamaño de los átomos. El inconveniente es que su construcción requiere de más tiempo y no muestran bien la posición tridimensional de los átomos

Figura Modelos Moleculares

Formulas Empiricas

La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, sustancia que se utiliza como antiséptico y como agente blanqueador para fibras textiles y decolorante del cabello, es H 2O2 Esta fórmula indica que cada molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno. La relación de átomos de hidrógeno a átomos de oxígeno en esta molécula es 2 : 2 o 1 : 1. La fórmula empírica de peróxido de hidrógeno es HO.En consecuencia, la fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada.

Como otro ejemplo, considere el compuesto hidrazina (N2H4), que se utiliza como combustible para cohetes. La fórmula empírica de la hidrazina es NH2 La relación entre el nitrógeno y el hidrógeno es 1 : 2, tanto en la fórmula molecular (N2H4) como en la fórmula empírica (NH2); sólo la fórmula molecular indica el número real de átomos de N (dos) y de H(cuatro) presentes en una molécula de hidrazina.

Las fórmulas empíricas son las fórmulas químicas más sencillas, se escriben de manera, que los subíndices de las fórmulas moleculares se reduzcan a los números enteros más pequeños que seaposible.

Las fórmulas moleculares son las fórmulas verdaderas de las moléculas. Su fórmula empírica.Para muchas moléculas, la formula molecular y la fórmula empírica son la misma.Algunos ejemplos lo constituyen el agua (H2O), el amoniaco (NH3), el dióxido de carbono (CO2) y el metano (CH4).

Conclusiones

La tecnología ha sido influyente respecto a los resultados de cada investigador, dándoles mayor precisión a los datos y constantes universales en el mejor de los casos hasta la refutación de

teorías de antecesores de otros científicos.

Existen diversos compuestos químicos útiles para diversos campos, tanto para la ingeniería la medicina y demás ciencias que se hacen de tan importantes recursos.

Los elementos solos no aportan en si beneficios para la humanidad en conjunto (existen algunas excepciones) sino es la unión de diferentes de ellos en cantidades especificas y con

proporcionalidad

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Título: QUÍMICA ORGÁNICA Autor/es: CABILDO MIRANDA, Mª del Pilar, GARCÍA FRAILE, Amelia, LÓPEZ GARCÍA, Concepción, SANTA MARÍA GUTIÉRREZ, Mª Dolores

ISBN: 978-84-362-5528-7 Nº páginas / nº minutos: 808 Año de Edición: 2008 Código UNED: 0109308UD11A02 Colección: UNIDAD DIDÁCTICA

Título Química general, orgánica y biológica Autor Drew H. Wolfe Traducido por María del Consuelo Hidalgo Mondragón Edición 2 Editor McGraw-Hill1996 ISBN 970100907X, 9789701009079 N.º de páginas 757 páginas

Título Química general Autor Ralph H. Petrucci Fecha publicación: 2003 Editorial: Prentice Hall 8ª Edición / 1280 págs. / Rústica / Castellano / Libro

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