Nombre de cientificos quimicos

esta parte la quise hacer de manera que si les preguntan en alguna actividad sobre la quimica sepan sobre nombre de algunos cientificos quimicos que marcaron historia, solo pondre sus nombre y sus fecha de nacimiento

Calvin, Melvin 1911

Döbereiner, Johann Wolfgang 1780

 Adolf von Baeyer 1905

 Ernest Rutherford 1908

 Otto Wallach 1910

 Theodore William Richards 1914

Fritz Haber 1918 

 Francis William Aston 1922

 Arthur Harden 1929

Irving Langmuir 1932 

 Frédéric Joliot 1935

 Richard Kuhn 1938

 James Batcheller Sumner 1946

 Arne Wilhelm Kaurin Tiselius 1948

 Archer J. P. Martin 1952

OXIDO REDUCCION

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o máselectrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

• El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización.

NUMERO DE OXIDACION

 es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.

REDUCCION

 es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.

algo que hay que aprenderse que es esencial es la tabla de los elementos para saber si se oxida o se  reduce

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

1

2

3

4

5

6

7

los números que van del lado derecho se oxidan y los números que van hacia el lado izquierdo se reducen

este es un ejemplo 

cl2 + koh ------D kcl+ kclo3 + h2o

el cl2 su numero de oxidacion es 0 porque esta solo

en el koh la valencia del oxigeno es -2 pero la del hidrogeno es +1, lo que tienes que hacer es buscar u numero que sumando se acerque al -2, como el potasio su valencia es +1 y la del hidrogeno es +1 sumandolos te da +2 igualando al -2 que en total da cero

k+1 o-2 h+1: +1+1:2 -2: 0

en el kcl no hay mucho que hacer, el potasio tiene valencia +1 y solo lo que hay que hacer en estos casos es igualarlo, se le pone  al cloro -1 para igualar al potasio y listo

k+1 cl-1:0

en el kclo3 el oxigeno tiene valencia -2 pero tiene un 3 que lo multiplica hasta -6, en todo los casos que el oxigeno tenga un numero adicional como aqui, siempre se multiplica.

ahora hay que buscar un numero que se iguale al -6, el potasio tiene +1 asi que para quede 6 al cloro hay que ponerle +5 para que al sumarlo con el 1 te de 6

k+1 cl+5 o3 -2x3: -6

+1+5:+6-6:0

en el h2o es mas facil, ese 2 solo multiplica al numero que tenga al lado como es el caso del hidrogeno que al multiplicarlo te da +2 y como el oxigeno siempre tiene valencia -2 al sumarlo da 0

h+1x2:+2

+2-2 del oxigeno:0

ahora viene la parte de saber quien se oxida y quien se reduce

en este ejercicio tiene una caracteristica que tiene 2 cloros, esos 2 cloros hay que agarrarlos y saber quien se oxida o reduce

(cl2(recuerda que este cloro es el que esta en la parte izquierda al principio del ejercicio, siempre el primero que se agarra es el del lado izquierdo, y tambien como estaba solo su valor es 0) ------D cl-1

cl2 +2e -----D cl-1        en este ejercicio se pierde 2 electrones porque el cloro que tiene 2 multiplica a los electrones haciendo que sean 2 electrones los que se pierdan(se reduce)

cl2-----D 2cl+5 +10e en este lo que pasa es que como el cloro del lado izquierdo tiene ese valor de 2 hay que igualarlo con el del lado derecho poniendo 2, y tambien como en la parte anterior pero diferente porque el 2 que tiene el cloro se multiplica al 5 haciendo que el valor de los electrones sea +10 electrones que se ganen haciendo que se oxiden

10[2e- + cl2 -----D 2cl-1]  

es esta parte como puedes sucede los mismo que la anterior parte con respecto alos valores añadidos que tiene el cloro del lado izquierdo tambien se pasan al derecho y lo que sigue es poner los electrones de los 2 ejercicios multiplicando como sucede aqui que el 10 electrones multiplica a todo lo que esta en el parentesis

2[cl2 -----D 2cl5 + 10e] 

como pueden ver los electrones de cada ejercicio se cambian de posición multiplicando 

despues lo que viene es sumar los cloros poniendo los valores añadidos en la parte izquierdo el elemento y multiplicar los electrones

20e- +10cl2 -----D 20cl-1

2cl2-------D 4cl+5 +20e-

y eso es todo

la quimica como ciencia

La Química constituye una ciencia central de gran amplitud que abarca desde el estudio del mundo subatómico hasta el de los materiales más diversos, incluidos los procesos de transformación o de síntesis de los mismos. El futuro de la Química continúa presentando infinitas posibilidades, especialmente con la aparición de nuevos campos de estudio y de aplicación, por lo que es seguro que sus avances seguirán teniendo, como en el pasado y en el presente, un enorme impacto en el progreso de la sociedad.

Los estudios de química capacitan para el análisis y estudio de la composición, propiedades y transformaciones naturales o provocadas de las sustancia,  para el est udio de la constitución y estructura de los diversos materiales, para el análisis de los procesos de la industria química y energética, para el desarrollo y control de procesos químicos industriales, farmacéuticos, agroalimentarios, de reciclaje y de tratamiento de residuos, etc…. Asimismo, capacitan para abordar la resolución de problemas complejos en entornos multidisciplinares, como por ejemplo los  relacionados con el medio ambiente,  y para  acceder a la formación en determinadas especialidades de las Ciencias de la Salud (Análisis Clínicos, Bioquímica Clínica, Radiofarmacia, etc…).

El químico puede desarrollar sus actividades tanto en el ámbito de la empresa (áreas de producción, de investigación y desarrollo, de control de calidad, comercial… ) como en el de la administración (personal docente, personal técnico, investigadores de organismos públicos de investigación,…)

Salidas profesionales

La oferta sectorial de empleo para los químicos actuales es muy amplia y está encabezada por el sector servicios, seguida del sector industrial. Los estudios de inserción laboral disponibles indican que los titulados son contratados preferentemente como químicos, ocupando el segundo lugar la enseñanza. El químico representa el cuarto sector más empleador del país siendo además el sector químico industrial el que lidera la inversión privada española en I+D+i, aproximadamente el 25% del total nacional. La oferta actual de empleo se puede encuadrar en alguno de los cuatro perfiles profesionales siguientes:  

a) Perfil industrial

Este perfil está  dirigido a cubrir las necesidades de la industria química y de otras afines las cuales suelen requerir, aparte de una sólida formación en Química, conocimientos adicionales en materia de  idiomas, de economía, etc… 

b) Perfil en química aplicada y en campos relacionados con la química

Una parte importante de los actuales licenciados desarrollan su actividad profesional en empresas cuyas actividades no están clasificadas exclusivamente dentro del sector químico, pero que hacen una aplicación directa de la Química, como son las empresas de Electricidad, Electrónica, Alimentación y Servicios Sanitarios, etc… que precisan puestos tales como el de Técnico de Laboratorio Sanitario, el de Técnico en Control de Calidad, el de Técnico de Laboratorio de Industria Alimentaría, el de Técnico de Prevención de Riesgos Laborales, Técnicos comerciales, etc… 

c) Perfil investigador y perfil docente universitario

Atiende la demanda de centros oficiales de investigación o de docencia e investigación (Universidades, C.S.I.C. y OPIS), así como un número creciente de grandes empresas con departamentos de investigación de tamaño considerable 

El Fluor

El flúor es el elemento químico de número atómico 9 situado en el grupo de los halógenos (grupo 17) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo esF.

Es un gas a temperatura ambiente, de color amarillo pálido, formado por moléculas diatómicas F₂. Es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. En forma pura es altamente peligroso, causando graves quemaduras químicas al contacto con la piel.

Características

El flúor es el elemento más electronegativo y reactivo y forma compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo los gases nobles xenóny radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con el hidrógeno. El flúor diatómico, F₂, en condiciones normales es un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante. Bajo un chorro de flúor en estado gaseoso, el vidrio, metales,agua y otras sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos, especialmente silicio, que no se puede guardar en recipientes de vidrio.

En disolución acuosa, el flúor se presenta normalmente en forma de ion fluoruro, F^-. Otras formas son fluorocomplejos como el [FeF₄]^-, o el H₂F⁺.

Los fluoruros son compuestos en los que el ion fluoruro se combina con algún resto cargado positivamente.

Para que sirve?

El Flúor es un mineral con muchas propiedades y a nivel dentario es útil para la prevención de la caries dental porque refuerza el esmalte de los dientes haciéndolo más resistente al ataque ácido de los microorganismos de la placa bacteriana. También nos es útil para tratamientos de sensibilidad dentaria porque genera como una capa protectora en el esmalte haciendo que los estímulos (frío, calor) no repercutan en el diente. Previo examen, y limpieza dental, se coloca en el consultorio, debiendo ser aplicado por el odontólogo periódicamente.

Historia

A causa de ser tan reactivo y peligroso, el flúor no fue aislado hasta tiempos relativamente recientes, puesto que en estado puro es sumamente peligroso y es necesario manejarlo con extremo cuidado.

El primer compuesto de flúor (del latín fluere, que significa "fluir") que se conoce data de los años 1500, en Alemania. Se trata de la fluorita (CaF₂), por entonces llamada flúores, después espato de flúor. Es un mineral raro, que se funde fácilmente y era utilizado como fundente, para fundir otros minerales con mayor facilidad al mezclarlo con flúores. El mineralogista Georgius Agricola describió el mineral en 1529.

En 1670, Enrique Schwandhard descubrió que al someter al mineral a algunos ácidos, desprendía un vapor muy corrosivo, que incluso corroía el vidrio. Utilizó esta propiedad para elaborar dibujos sobre el vidrio, por lo que mantuvo en secreto la forma de obtenerlo.

Solo muy lentamente se avanzó en el estudio de este mineral. En 1768, Andrés Segismunod Sargraf estudió el mineral y obtuvo nuevamente el extraño vapor, informando sobre la característica que ataca al vidrio.

Sin embargo, el primero en estudiar el gas fue Carlos Sabéele en 1780. Se atribuye al él el descubrimiento del ácido fluorídrico. Murió a los 44 años muy probablemente a causa de una sistemática intoxicación con los productos que manejaba.

En 1813, Ampére hizo la hipótesis de que el ácido fluorídrico era un compuesto de hidrógeno con un elemento todavía no descubierto. Esta hipótesis la hizo por la analogía que tiene este ácido con el muriático, del que se descubrió el cloro apenas tres años antes. Comunicó su hipótesis a Humphry Davy. Ampére sugirió el nombre de "pthor" al nuevo elemento, pero Davy se inclinó por el nombre "flúor".

Desde entonces se sucedió una serie de intentos de aislar el flúor, todos fallidos, y la mayoría con accidentes de intoxicación. Comenzó el mismo Davy por medio de electrólisis, descomponiendo el fluoruro cálcico, pero no lo logró debido a que una vez aislado el flúor en el electrodo positivo, se combinaba rápidamente con cualquier elemento que estuviese cerca. En el proceso se intoxicó y probablemente a causa de eso tuvo una muerte temprana.

En 1830 los hermanos Tomas y Jorge knox intentaron aislar el flúor por medios químicos usando cloro. No lo lograron y también se intoxicaron seriamente.

el sodio

El sodio es un elemento químico de símbolo Na (del latín, natrium) con número atómico 11, fue descubierto por Sir Humphry Davy. Es un metal alcalinoblando, untuoso, de color plateado, muy abundante en la naturaleza, encontrándose en la sal marina y el mineral halita. Es muy reactivo, arde con llama amarilla, se oxida en presencia de oxígeno y reacciona violentamente con el agua.

El sodio está presente en grandes cantidades en el océano en forma iónica. También es un componente de muchos minerales y un elemento esencial para la vida.

Al igual que otros metales alcalinos, el sodio es un metal blando, ligero y de color plateado que no se encuentra libre en la naturaleza. El sodio flota en el agua descomponiéndola, desprendiendo hidrógeno y formando un hidróxido. En las condiciones apropiadas reacciona espontáneamente en el agua. Normalmente no arde en contacto con el aire por debajo de 40 °C.

USOS

El sodio metálico se emplea en síntesis orgánica como agente reductor. Es además componente del cloruro de sodio necesario para la vida. Otros usos son:

• En aleaciones antifricción (oro).
• En la fabricación de desodorantes (en combinación con ácidos grasos).
• En la purificación de metales fundidos.
• La aleación Na K, es un material empleado para la transferencia de calor además de desecante para disolventes orgánicos y como reductor. A temperatura ambiente es líquida. El sodio también se emplea como refrigerante.
• Aleado con plomo se emplea en la fabricación de aditivos detonantes para las gasolinas.
• Se emplea también en la fabricación de células fotoeléctricas.
• Iluminación mediante lámparas de vapor de sodio.
• Los óxidos Na₂O generados por combustión controlada con oxígeno se utilizan para intercambiar el dióxido de carbono por oxígeno y regenerar así el aire en espacios cerrados (p. ej. en submarinos)
• El sodio metálico también se emplea en los laboratorios en la desecación de disolventes

HISTORIA

El sodio (del italiano soda, "sosa") conocido en diversos compuestos, fue aislado en 1807 por Sir Humphry Davy por medio de la electrólisis de la sosa cáustica. En la Europa medieval se empleaba como remedio para las jaquecas un compuesto de sodio denominado sodanum. El símbolo del sodio (Na), proviene de natrón (o natrium, del griego nítron) nombre que recibía antiguamente el carbonato sódico.

COMPUESTOS

Los compuestos de sodio de mayor importancia industrial son:

• Sal común (NaCl), su uso sirve para dar sabor a alimentos y se libera diluido en agua cuando el cuerpo humano lo libera por la termoregulacion del cuerpo.
• Carbonato de sodio (Na₂CO₃).
• Bicarbonato de sodio (NaHCO₃).
• Hidróxido de sodio (NaOH), más conocido como sosa o soda cáustica, es una base muy fuerte y corrosiva usada en productos destinados a la limpieza de desagües y al desengrase de hornos, así como a la fabricación de jabones debido a la saponificación de los ácidos grasos. Cuando se disuelve en agua produce una reacción muy exotérmica (-42,9 kJ/mol). Su poder corrosivo hace de la sosa cáustica un compuesto letal para los tejidos vivos y los compuestos orgánicos, e incluso puede atacar al vidrio en caso de que el contacto sea permanente. En presencia del dióxido de carbono atmosférico produce carbonato de sodio, por lo que sus soluciones son poco estables.
• Nitrato de sodio (NaNO₃).
• Tiosulfato de sodio (Na₂S₂O₃ · 5H₂O).
• Bórax (Na₂B₄O₇ · 10H₂O).
• Yoduro de sodio (NaI)
• Eritorbato de sodio (C₆H₇NaO₆), utilizado en carnes de todo tipo y bebidas no alcohólicas como preservante. Mutágeno para el ser humano y letal para algunos ecosistemas acuáticos.
• Tripolifosfato de sodio (Na₅P₃O₁₀), componente fundamental de los jabones, de detergentes y de productos diferentes para dulcificar las aguas duras. Usado también en alimentos. Tumorígeno en estudios en ratas.

FUNCIONES

El catión sodio (Na⁺) tiene un papel fundamental en el metabolismo celular, por ejemplo, en la transmisión del impulso nervioso (mediante el mecanismo de bomba de sodio-potasio). Mantiene el volumen y la osmolaridad. Participa, además del impulso nervioso, en la contracción muscular, el equilibrio ácido-base y la absorción de nutrientes por las células.

La concentración plasmática de sodio es, en condiciones normales, de 135-145 mmol/L. El aumento de sodio en la sangre se conoce como hipernatremia y su disminución como hiponatremia. Como el catión (ion positivo) predominante del líquido extracelular de los fluidos animales y en humanos, el sodio regula el tamaño de este compartimiento así como el volumen del plasma.² Estos fluidos, como el plasma sanguíneo y fluidos extracelulares en otros tejidos bañan las células y realizan funciones de transporte de nutrientes y sustancias de desecho en el organismo. Aunque el sistema para mantener el óptimo balance de sal y agua en el cuerpo es complejo, una de las principales maneras que el organismo mantiene este balance es a través de osmoreceptores ubicados en el hipotálamo, y su acción posterior sobre la hipófisis para la producción de vasopresina. Cuando los niveles de sodio en la sangre no aumentan, los receptores de la sed (osmoreceptores) estimulan la sensación de sed. Cuando los niveles en la sangre de sodio son bajos, la excreción de sodio a través de la orina disminuye.

EL Mercurio

es un elemento químico de número atómico 80. Su nombre y símbolo (Hg) procede de hidrargirio, término hoy ya en desuso, que a su vez procede del latín hydrargyrum y de hydrargyrus, que a su vez proviene del griego hydrargyros (hydros = agua y argyros = plata). El nombre de Mercurio se le dio en honor al dios romano del mismo nombre, que era el mensajero de los dioses, y debido a la movilidad del mercurio se le comparó con este dios.

Caracteristicas

Es un metal pesado plateado que a temperatura ambiente es un líquido inodoro. No es buen conductor del calor comparado con otros metales, aunque es buen conductor de la electricidad. Se alea fácilmente con muchos otros metales como el oro o la plata produciendo amalgamas, pero no con el hierro. Es insoluble en agua y soluble en ácido nítrico. Cuando aumenta su temperatura-por encima del los 40 °C - produce vapores tóxicos y corrosivos, más pesados que el aire por lo cual este se evapora, creando miles de partículas en vapor ya que estas se enfrían caen al suelo. Es dañino por inhalación,ingestión y contacto: se trata de un producto muy irritante para la piel, ojos y vías respiratorias. Es incompatible con el ácido nítrico concentrado, elacetileno, el amoníaco, el cloro y los metales.

El mercurio es un elemento anómalo en varias de sus propiedades. Es un metal noble, ya que su potencial redox Hg²⁺/Hg es positivo (+0,85 V), frente al negativo de Cd (-0,40 V), su vecino inmediato de grupo. Es un metal singular con algo de parecido al cadmio, pero es más semejante al oro y al talio. Es el único metal de transición líquido con una densidad tan elevada, 13,53 g/cm³; una columna de 76 cm define una atmósfera, mientras que con agua necesitamos 10m de altura. Su estado líquido en condiciones estándar nos indica que su enlace metálico es débil y se justifica por la poca participación de los electrones 6s² a la deslocalización electrónica en el sistema metálico (efectos relativistas).

Tiene la primera energía de ionización más alta de todos los metales por la misma razón anterior. Además el Hg²⁺ tiene muy baja entalpía de hidratación comparada con la del Zn²⁺ y Cd²⁺, con preferencia por la coordinación dos en los complejos de Hg (II), como el Au (I) isoelectrónico. Esto trae como consecuencia que los potenciales redox de aquellos sean negativos y el del mercurio sea noble (positivo). La poca reactividad del mercurio en procesos oxidativos hay que razonarla por los efectos relativistas sobre los electrones 6s² muy contraídos hacia el núcleo y por la fortaleza de su estructura electrónica de pseudogas noble. También es el único elemento del grupo que presenta el estado +I, en forma de especie dinuclear Hg₂²⁺, aunque la tendencia general a estabilizar los estados de oxidación bajos sea la contraria en los grupos de transición: formación de compuestos de Hg (I) con pares clusters Hg-Hg. Esta rica covalencia también la podemos ver en compuestos de Hg (II), donde tenemos muchos compuestos de Hg (II) que son volátiles como el HgCl₂, sólido molecular con entidades Cl-Hg-Cl en sólido, vapor e incluso en disolución acuosa. Podemos destacar también la resistencia de amidas, imidas y organometálicos de mercurio a la hidrólisis y al oxígeno del ambiente, lo que nos indica gran fortaleza Hg-C. También el S y el P son átomos dadores adecuados: ligandos blandos efectivos para ácidos blandos como el Hg en estados de oxidación cero, I y II.

El estado de oxidación más alto del mercurio es el II debido a su configuración electrónica externa d¹⁰s²,y a que la suma de sus tres primeras energías de ionización es demasiado alta para que en condiciones estándar se generen estados de oxidación III o superiores. Sin embargo en el 2007 se ha descubierto que a bajísimas temperaturas, del orden de -260 °C (esto es la temperatura media del espacio), existe en estado de oxidación IV, pudiendo asociarse con cuatro átomos de flúor y obteniendo de tal modo ese grado de oxidación adicional, a esta forma se la denomina tetrafluoruro de mercurio(HgF₄); la estructura es plano cuadrada, la de mayor estabilidad para una especie d procedente de un metal ''5d''. Este comportamiento es de esperar, ya que el mercurio tiene mayor expansión relativista de sus orbitales 5d con relación a sus homólogos del grupo 12, con lo que frente al flúor, el elemento más oxidante de la tabla periódica, puede en condiciones extremas generar enlaces covalentes. La posibilidad de sintetizar este fluoruro de mercurio, HgF₄, fue predicha teóricamente en el 1994 de acuerdo a modelos antes indicados. Por la misma razón podemos considerar la posibilidad del estado de oxidación III para este metal, y efectivamente se ha aislado una especie compleja, en un medio especial y por oxidación electroquímica, donde tenemos el catión complejo,[Hg cyclam]³⁺; el cyclam es un ligando quelato que estabiliza al mercurio en este estado de oxidación raro (1,4,8,11-Tetraazaciclotetradecane= cyclam). Con todo esto, debemos concluir que el mercurio debe ser rescatado y ser incluido como metal de transición, ya que genera especies con orbitales d internos que están vacíos, por lo que tenemos energía favorable de estabilización por el campo de los ligandos, EECL.