Texto quimica unach

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Texto quimica unach

  1. 1. PRESENTACIÓN Entre los objetivos de la presente compilación de Química General están realizar y promover estudios de Química de una manera sencilla y comprensiva, capaz de que el estudiante, se sienta satisfecho de aprender esta asignatura, y que de alguna manera es un aporte y una contribución al conocimiento de la Química en los estudiantes. En este contexto se da un enfoque de está asignatura desde diferentes tópicos como son: Una introducción de la Química, Cual es la estructura del Átomo, la Tabla Periódica, Nomenclatura de los Compuestos, Enlaces Químicos, Estequiometria de las soluciones y disoluciones, Equilibrio Iónico, Gases, Líquidos y Sólidos. Con ello se pretende alcanzar los objetivos propuestos, dentro del ámbito de las Ciencias Químicas.
  2. 2. UNIDAD I INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA Química.- Es una ciencia que estudia la materia y los cambios por los cuales ella pasa. Tiene relación con todas las ciencias y se divide en las siguientes ramas: Química Orgánica.- Que estudia los compuestos del carbono. Química Inorgánica.- Es el estudio de todos los elementos y compuestos diferentes a los compuestos orgánicos. Físico-Química.- Es el estudio de los aspectos teóricos de la estructura y cambios de la materia, como por ejemplo por qué se forman los enlaces y por qué hay cambios de energía. Química Analítica.- Es el estudio de lo que esta presente (análisis cualitativo) y cuanto esta presente (análisis cuantitativo). Bioquímica.- Es el estudio de la química en los compuestos y elementos biológicamente importantes. RESEÑA HISTÓRICA DE LA QUÍMICA Se resume de la siguiente manera: a) Hombre prehistórico- usó metales e hizo ladrillos y trabajos de orfebrería. b) 400 a. C.- comienzo de la química como ciencia; propuesta de la teoría de cuatro elementos. c) Primer siglo- combinación de las artes de los egipcios y griegos, escritura del primer libro Egipto, también comienzos de la alquimia en China. d) Siglo XII- la alquimia llegó a Europa, a través de España. e) Siglos XVI y XVII- aplicación de la alquimia en medicina, empiezan los estudios de los gases, empiezan los experimentos cuantitativos. Se escribe el primer libro de química (1.597); Boyle estudia los gases y critica las ideas básicas de la alquimia en su libro The Skeptical Chemist f) Siglo XVIII- teoría del flogisto. Descubrimiento del oxígeno (1.774), trabajo cuantitativo muy cuidadoso de Lavoisier generalmente descrito como el comienzo de la química moderna. g) Siglos XIX y XX- teoría atómica (Daltòn), ley periódica y teorías de la estructura del átomo que conducen a las teorías modernas sobre la naturaleza de la materia; actualmente se están llevando a cabo desarrollos y aplicaciones de estas teorías. MEDIDAS DE LA MATERIA Materia.- Se define como aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio; las medidas de la materia son peso y masa. Masa.- Es la cantidad de materia en una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no cambia, no importa el sitio en que se mida. Peso.- El peso de un cuerpo sin embargo es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual este es pesado. 2
  3. 3. ESTADOS CLÁSICOS DE LA MATERIA La materia se presenta en tres estados clásicos que son: sólido, líquido y gaseoso. Sólido.- Se caracteriza por la retención y el volumen sin importar la forma del recipiente que lo contenga. Líquido.- Se caracteriza por la retención del volumen cuando una muestra se transfiere de un recipiente a otro, pero la forma se ajusta o adopta de acuerdo al recipiente que lo contenga. Gaseoso.- Se caracteriza por ausencia tanto de forma como de volumen puesto que la muestra adopta la forma y el volumen de cualquier recipiente o sistema al cual esta confinado. Actualmente existe otro estado de la materia como es el estado de plasma. Plasma o Iónico.- En términos generales se denomina plasma a la ionizaciòn de un gas, cuando por algunos factores un gas a sido ionizado, éste presenta un grupo de partículas cargadas eléctricamente ya sean positivas o negativas llamados iones, por ejemplo un generador de plasma artificial representa un tubo fluorescente. EL 99% de materia confinada en el universo se encuentra en estado de plasma. ESTADOS INTERMEDIOS DE LA MATERIA Estado Pastoso.- Es el estado intermedio entre el estado sólido y el líquido con mayor tendencia el estado sólido, ejemplo: grasa, manteca etc. Estado Viscoso.- Es el estado intermedio entre el estado sólido y el estado líquido con mayor tendencia del estado líquido, ejemplo: un jarabe, la miel de abeja etc. Estado Vesicular.- Es el estado intermedio entre el estado líquido y el estado gaseoso con mayor tendencia del estado gaseoso, ejemplo: Vapor de agua, neblina etc. Estado coloidal.- Es aquel estado propio de la materia viviente, específicamente el protoplasma celular, y es aquella forma en la cual hay agrupaciones separadas de cierto número de células cada uno, en la cual no llegan a cohesionarse todas las moléculas para dar sólido, ni todas están libres para dar líquido, ejemplo: gelatina, clara de huevo etc. Estado Radiante.- Es aquel estado en el cual los gases cuando son sometidos a elevadísimas temperaturas pueden emitir luz y calor simultáneamente, ejemplo: la producción de energía solar. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA Cambios de estado.- Un cambio de estado se produce cuando por efecto de cambio o variación de presión y temperatura un estado puede convertirse en otro, esta conversión se denomina como cambio de estados de la materia que está representado de la siguiente forma. 3
  4. 4. Fusión.- Es el paso de sólido a líquido por el aumento de temperatura, ejemplo: la fundición de los metales. Solidificación.- Es el paso del estado líquido a sólido por la disminución de temperatura, ejemplo: el agua sometida a la acción de la nevera. Evaporación.- Es el cambio de estado de líquido a gaseoso por aumento de la temperatura, ejemplo: el agua sometida a la acción del calor. Condensación.- Es el paso del estado gaseoso al líquido por disminución de la temperatura o el aumento de presión, ejemplo: el vapor de agua hacerlo chocar sobre una lámina de vidrio. Sublimación.- Es el cambio directo del esto sólido a gas sin pasar por el estado líquido o viceversa por aumento de temperatura, ejemplo: yodo metálico, desodorantes ambientales, naftalina etc. FACTORES QUE DETERMINAN LOS CAMBIOS DE ESTADO - Elevación y disminución de la temperatura y presión. - La tensión de vapor de un cuerpo. - El estado de cohesión molecular. - La composición química de la sustancia. PROPIEDADES DE LA MATERIA Las propiedades de la materia se aglutinan en las siguientes categorías que son: Propiedades Generales.- Sirven para describir el aspecto superficial de la materia como: forma, tamaño, volumen, peso, ductibilidad (hilos finos), maleabilidad (laminas), etc. Propiedades Físicas.- Sirven para caracterizar el aspecto físico de la materia como: densidad, viscosidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad, índice de refracción, conductividad térmica, conductividad eléctrica, etc. Propiedades químicas.- Sirven para caracterizar la identidad básica de la materia como: congruencia, sulfuraciòn, nitración, hidrólisis, oxidación, etc. Establecemos una relación directa entre las denominadas propiedades físicas y químicas de la siguiente forma: Materia Cambio físico Materia alterada en el aspecto físico Caracterizada por una Propiedad física Ejemplo: H2O (líquido) H2O (vapor) Materia Cambio químico Materia alterada la Caracterizada por una identidad química Propiedad química Ejemplo: Fe (S) lámina + O2 (aire) FeO(S) oxidación 4
  5. 5. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Se agrupan en las siguientes categorías: Elemento químico.- Se refiere a cada uno de los elementos de la tabla periódica de los cuales se encuentran formados principalmente por átomos de la misma clase que en la practica no pueden ser reducidos a materia mas simple por cambios físicos o químicos solo se reducen por cambios radioactivos, ejemplo: Li, Na, K , Ca, etc. Compuesto químico.- Se entiende como una sustancia formada por dos o más elementos químicos, que tienen la propiedad la mantener la composición constante cuando han sido sometidos parcialmente a un cambio de estado. Ejemplo: H2O (líquida) H2O (vapor) 18 gr. Elevación de temperatura 18 gr. Solución.- Son sustancias de composición variable cuando han sido sometidas a un cambio de estado. Ejemplo: H2O (líquida) H2O (vapor) composición constante al Inicio y al final Fase.- Se entiende a la región o regiones de una muestra caracterizada por el mismo conjunto de propiedades, como volumen, densidad, viscosidad del elemento etc. Ejemplo: Líquido - Hielo H2O Estas fases físicamente representan el límite entre dos estados con las mismas propiedades que no cambian. Mezcla Homogénea.- Son combinaciones de elementos químicos que a pesar de tener composición y propiedades constantes no son consideradas sustancias puras. Ejemplo: La mezcla de agua con etanol son misibles. Etanol Agua Físicamente representan una capa Mezcla Heterogénea.- Son combinaciones donde sus componentes están segregados en zonas físicamente discernibles (no se juntan), resultando que sus componentes y propiedades no son constantes. Ejemplo: El agua y el Petróleo no son misibles. Agua 5 Físicamente hay dos capas.
  6. 6. Petróleo MATERIA Y ENERGÍA Energía.- Es un concepto físico que describe la capacidad de realizar trabajo. Los términos materia y energía guardan una interna relación entre si, ya que todo cambio físico y químico de la naturaleza involucra un proceso simultaneo de transferencia de materia y energía, en este contexto tenemos. Principio de conservación de la masa.- Ya en el año de 1.794 el químico Lavosier, describió la ley de conservación de la masa, que afirma que “Un sistema sometido a un cambio químico permanece constante la masa total de las sustancias involucradas “. Es decir en un sistema reaccionante el peso de los productos es igual al peso de los reactivos así tenemos: Sea la siguiente reacción química. aA + bB cC + dD Peso reactivo cambio químico peso producto de la reacción Donde: AB= Reactivos CD= Productos A, b, c, d= Cantidades relativas (coeficiente Estequiomètrico) Peso reactivo + Peso del producto de la reacción = masa total = constante Principio de conservación de la energía.- Esta dado por la primera ley de la termodinámica y afirma que el contenido “energético del universo es constante, es decir experimentalmente es factible la conversión de una forma de energía en otra, antes que crear o destruir energía”. La energía independientemente de su forma se define como el producto de un factor de intensidad y otro de capacidad, así tenemos: Factor de intensidad Factor de capacidad Forma de energía ½ m V ½ m.v2 mg. H m.g.h. (Energìa potencial) Fuerza Distancia Energía Mecánica (F * D) Presión Volumen Volumen Energía expansión (P * V) Generalmente los cambios de energía se manifiesta como cambios de calor en este contexto se tiene las siguientes reacciones genéricas. aA + bB + Q absorbido cC + dD Cambio químico de tipo Cambio químico endotérmico aA + bB cC + dD + Q liberado Cambio químico de Cambio químico tipo exotérmico 6
  7. 7. Calor.- Es una forma de energía que fluye cuando en un sistema o parte de un sistema se produce una diferencia de temperatura. Los cálculos matemáticos en relación de la energía se denominan balance de energía en un sistema real o experimental se tiene: Calor sensible.- Representa la cantidad de calor o energía requerida para que un sistema pase de un estado inicial a otro final sin que involucre un cambio de fase así tenemos: Qs = m.Cp.∆T Donde: m = masa del sistema Cp= capacidad calórico ∆T= es el perfil de temperatura (Tf-Ti) Calor latente.- Es la capacidad de calor o energía requerida para que un sistema experimente un cambio de fase: (S-L; L-G; S-G; etc). Ql= m.λ.F Donde: m= masa del sistema λF= es el calor de cambio de fase conocido como Entalpía Capacidad calórica (Cp).- Representa la cantidad de calor requerida por una sustancia para elevar un grado centígrado su temperatura medida a presión constante así: Caloría (Cal).- Calor necesario para elevar la temperatura de un grado centígrado de un gramo se sustancia. Calor específico.- Cuando el un grado centígrado representa elevar la temperatura de 14,5 grados centígrados y un gramo se sustancia es igual a un gramo de H2O. Ejercicios de Aplicación: 1. ¿Cuantas calorías serán necesarias para elevar la temperatura de 45,0 gr. De cloruro de sodio desde 25,0 grados centígrados a 85,0 grados centígrados? 2. Si 8,5 gr de un metal a una temperatura inicial de 82,0 grados centígrados, se colocan en 4,5 gr de agua a 20 grados centígrados la temperatura final del metal es de 22, 0 grados centígrados. ¿calcular el valor específico del metal en Cal/gro C ? INCERTIDUMBRE EN LA MEDICIÓN En el trabajo científico reconocemos dos clases de números: números exactos (cuyos valores se conocen exactamente) y números inexactos (cuyos valores tienen alguna incertidumbre). Los números exactos son aquellos que tienen valores definidos o enteros que resultan de su conteo, ejemplo, en una yarda hay exactamente 3 pies, en un kilogramo hay exactamente 1000 gramos, en una docena de huevos hay exactamente doce huevos, el número 1 en cualquier factor de conversión entre unidades, como en 1 m= 1.0936 yd, también es un número exacto. 7
  8. 8. Los números obtenidos por medición son inexactos, porque siempre hay errores en el equipo utilizado para medir cantidades (errores en el equipo), y hay diferencias en la forma en que diferentes personas hacen las mediciones (errores humanos). Suponga que diez estudiantes con diez balanzas diferentes reciban la misma moneda para pesarlas. Las diez mediciones variarán ligeramente. Las balanzas pueden estar calibradas en forma ligeramente distinta y puede haber diferencias en cómo toma cada estudiante la lectura de la masa en la balanza. Recuerde: Siempre hay incertidumbre en las cantidades medidas. Precisión y exactitud Dos términos empleados comúnmente para explicar la incertidumbre en los valores medidos son la precisión y la exactitud. Precisión es una medida de qué tan cerca concuerda una medición con cada una de las otras. Exactitud se refiere a qué tan cerca concuerdan las mediciones individuales con el valor correcto o sea el “verdadero”. En general, cuanto más precisa sea una medición, más exacta será. Tenemos confianza en la exactitud de una medición si obtenemos casi el mismo valor en varios experimentos diferentes. Así, en el laboratorio, usted realizará varios “ensayos” diferentes del mismo experimento. Sin embargo, es posible que un valor preciso sea inexacto. Si una balanza muy sensible está mal calibrada, por ejemplo, las masas medidas en ellas serán precisas, pero inexactas. Cifras Significativas Supongamos que usted pesa una moneda en una balanza capaz de medir hasta 0.0001 gr. Usted puede informar que la masa es 2.2405 +/- 0.0001 gr. La notación +/- (se lee “más o menos 0.0001”) es una forma útil de expresar la incertidumbre de una medición. En gran parte del trabajo científico quitamos la notación +/- comprendiendo que hay incertidumbre de al menos una unidad en el último dígito de una cantidad medida. Esto es, las cantidades medidas se informan por lo general en forma tal que sólo un dígito sea el incierto. Todos los dígitos, incluyendo el incierto, se denominan cifras significativas que indican la precisión de una medición. Reglas para determinar el número de cifras significativas en una cantidad medida: 1. Todos los dígitos que no sean cero son significativos: 457 cm (tres cifras Significativas); 0.25 gr (dos cifras significativas). 2. Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos: 1005 Kg (cuatro cifras significativas); 1.03cm (tres cifras significativas). 3. Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son significativas; solamente indican la posición del punto decimal: 0.02 (una cifra significativa); 0.0026 cm (dos cifras significativas). 4. Los ceros que están al final de un número como a la derecha del punto decimal, son significativos: 0.0200 gr (tres cifras significativas); 3.0 cm (dos cifras significativas) 5. Cuando un número termina en ceros y no están a la derecha de un punto decimal, los ceros no son necesariamente significativos: 130 cm (dos o tres cifras significativas); 10.300 gr (tres, cuatro o cinco cifras significativas). Ejercicios de Aplicación: 1. ¿Cuál es la diferencia entre 4.0 gr y 4.00 gr? 8
  9. 9. 2. Una balanza tiene una precisión de +/- 0.001 gr. Una muestra que pesa alrededor de 25 gr se pesa en la balanza. ¿Cuántas cifras significativas se deberán informar para esta medición? 3. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los números siguientes (suponga que cada número es una magnitud medida): a) 4.003; b) 6.023 X 1023 ; c) 500? ESCALAS DE TEMPERATURA Temperatura.- Es la medida de un nivel térmico, conversión intensidad de calor correspondiente a un sistema cualquiera, teóricamente un sistema se encuentra a la misma temperatura cuando en dos puntos del mismo no existe transferencia de calor. Hay tres escalas de temperatura que se usan comúnmente y son: Escala Fahrenheit (o F); escala Celsius (o C); y la escala Kelvin (K), la cual se lo conoce como escala absoluta. En el sistema internacional no se usa el signo para grado y por lo tanto la unidad de temperatura es simplemente la K en el caso de 273 K. En la escala Fahrenheit el punto de congelación es de 32 o y el punto de ebullición es de 2120 . En la escala Celsius estos puntos corresponden a Oo y 100o C respectivamente como se demuestra en las siguientes comparaciones. Escala Fahrenheit (0 F) 212 (0 C) 100 Escala Celsius Punto de ebullición Del H2O a 1 Atm. De presión. 32 0 -40 -40 Si se toma encuenta la relación desde el punto de congelación del agua al punto de ebullición del agua en la escala Fahrenheit hay una diferencia de 180 0 C, por tanto 180 divisiones en la escala Fahrenheit corresponden a 100 divisiones en la escala Celsius entonces tenemos las siguientes relaciones: 180 0 F/1000 C = 90 F/50 C 1000 C/1800 F = 50 C/90 F Esta relación es la misma en cualquiera de otros dos puntos así tenemos lo siguiente: -400 F a 320 F y -400 C a 00 C la relación es 72/40 = 9/5 y viceversa. Para convertir una temperatura dada a partir de grados Celsius grados Fahrenheit o viceversa se utiliza la relación anterior comenzando desde un punto común como en el punto de congelación de agua 00 C y –400 C y se tiene las siguientes ecuaciones: 0 F = 9/5 ( 0 C + 40 ) –40 0 F = 9/5 0 C + 32 0 F = 1,8 0 C + 32 9
  10. 10. 0 C = 5/9 ( 0 F + 40 ) -40 0 C = 5/9 ( 0 F - 32 ) 0 C = 0 F - 32/ 1,8 En la escala Kelvin, tiene como referencia un límite teórico mínimo de cero. Este límite inferior llamado muy a menudo corresponde al cero absoluto a –273 0 C. Comparación de las escalas de temperatura Celsius y Kelvin se demuestran en el siguiente gráfico: 0C K 0 273 --------------------------------------- ---------------------------------------- -273 0 En la escala Celsius y Kelvin el tamaño de los grados es el mismo. Solamente el punto es diferente así tenemos que para convertir 0 C a K solamente agregamos 273. Y se obtiene lo siguiente: K = 0 C + 273 y 0 C = K - 273 Ejercicios de Aplicación: 1. Convertir 35 grados centígrados en grados Fahrenheit. 2. Convertir 67 grados Fahrenheit a grados centígrados. 3. Convertir 187 grados Kelvin a grados centígrados. DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO Densidad.- La densidad de una sustancia se define como la unidad de sustancia que ocupa la unidad de volumen, donde la densidad se le identifica como ro (ρ) entonces tenemos lo siguiente: ρ = m/v Si comparamos volúmenes iguales de varias sustancias algunas serán más pesadas que otras. Por ejemplo, un ladrillo de plomo pesa más que un trozo de madera del mismo tamaño. En el sistema métrico la densidad de los sólidos y de los líquidos se mide generalmente en g/l; g/ml; g/Cm3 , si la densidad se expresa en unidades del SI se expresa en Kg/Cm3 . 10
  11. 11. Es importante incluir las unidades cuando se expresan densidades. Por ejemplo, la densidad del H2O es de 1,00g/ml o puede expresarse también como 62,4 lb/pie3 o a su vez 8,3 lb/galòn. Hay que tomar encuenta que la densidad varía de acuerdo a la temperatura, teniendo encuenta que la sustancia se expande cuando se calienta, y por lo tanto la densidad disminuye al aumentar la temperatura. Por lo general para la mayoría de sustancias la densidad se expresa a 200 C. Considerando como temperatura una densidad exacta de 1,00 g/ml. Peso específico (Gravedad Especifica).- El peso específico de una sustancia da la densidad relativa de una sustancia comparada con un estándar. En general para los líquidos se toma el agua a 4 0 C como estándar y por lo tanto el peso específico expresa la densidad de una sustancia comparada con el agua. El peso específico se lo determina con la letra Ro, donde el peso específico es igual a la densidad de la sustancia sobré la densidad del agua a 4 0 C. Así tenemos lo siguiente: ΡE = Densidad de la sustancia Densidad del Agua a 4 0 C Peso específico de algunas sustancias Sustancia Peso específico Agua--------------------------------------- 1,00 Éter---------------------------------------- 0,708 Benceno----------------------------------- 0,880 Àcido Acético-----------------------------1,05 Cloroformo--------------------------------1,49 Tetracloruro de Carbono---------------- 1,60 Àcido Sulfúrico Contr.------------------ 1,83 Bromo------------------------------------- 3,12 El peso específico no tiene unidades. Ejercicios de Aplicación: 1. Calcular la densidad en g/ml de un trozo de metal que tiene una masa de 12gr. y ocupa un volumen de 1,6 ml. 2. Un cubo de plomo mide 3 Cm por cada lado y tiene una masa de 30gr. calcular la densidad en gr. /Cm3 . 3. Transformar la densidad de un líquido que es de 2,5gr/Cm3 a lb/ft3 . 4. Calcule la masa en gramos de un volumen de 470 ml. De Benceno. 5. Calcule la Densidad en gr/Cm3 de una sustancia con una masa de 425Kg. Y que ocupa un volumen de 23 m3 . 6. Si 2X10 m/g de una sustancia ocupa un volumen de 15 ml. Calcular la gravedad específica de la sustancia. 11
  12. 12. UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES EL ÁTOMO.- Es la partícula más simple de un elemento químico que conserva las propiedades de el, por lo general un átomo esta formado por una serie de partículas fundamentales como son: Electrones, Protones, Neutrones. Que en su conjunto tienen cargas positivas, negativas y neutras respectivamente en la distribución los protones y neutrones se ubica en el núcleo y los electrones se ubican en las órbitas atómicas llamados también NUBE ELECTRÓNICA. A continuación algunos detalles de ciertas características de las partículas: PARTÍCULAS SÍMBOLO MASA ATÓMICA RELATIVA CARGA RELATIVA COULUMBIOS (C) unidad eléctrica para medir la carga Protones p+ 1.00783 uma +1 +1.6 x 10-19 Electrones e- 1.00867 uma -1 -1.6 x 10-19 Neutrones nº 0.30055 uma 0 0 Con relación al diámetro del núcleo del átomo los valores promedios corresponden a: 10-2 cm (10-4 Aº) y 10-8 cm (1 Aº) El átomo con relación a cualquier elemento químico es eléctricamente neutro, lo que quiere decir que el número de protones es igual al número de electrones. Número Atómico (Z).- representa el número de partículas positivas o el número de protones ubicados en el núcleo. Todos los átomos que constituyen un elemento químico determinado tiene el mismo número atómico por ejemplo: El átomo de Bario de #atómico 56 (Z), Número de protones = 56 átomos de Bario. Número de Masa o Peso Atómico (A).- Representa la sumatoria de partículas positivas y neutras ubicadas en el núcleo. A = Z + nº # nº = A – Z Ejercicios de Aplicación: Calcular el número de electrones, el número de protones y el número de neutrones para los siguientes elementos: K, Cr, Co, Zn 12
  13. 13. K = Potasio Z = 19 Z = #P+ = #At = 19 A = Z + N N = A – Z N = A – Z+ nº = 39 – 19 nº = 20 Cr = Cromo Z = 24 Z = #P+ = #At = 24 #P+ = #e- 24 = 24 nº = A – Z nº = 51.49 – 24 nº = 29.6 ≡ 27 Co = Cobalto Z = 27 Z = #P+ = #At = 27 #P+ = #e- 24 = 24 nº = A – Z nº = 59.3 – 27 nº = 31.9 ≡ 32 Zn = Zinc Z = 30 Z = #P+ = #At = 30 #P+ = #e- 30 = 30 nº = A – Z nº = 65-30 nº = 35 u.m.a en lugar de gramos utilizamos la unidad de masa atómica (u.m.a) y es igual a 1.66053 x 10-24 gr. PESO ATÓMICO La masa atómica se considera de 2 tipos: Masa Atómica Absoluta.- Es el peso real de un átomo cualquiera determinado por algún método físico de pesaje. Por ejemplo para el átomo de Hidrógeno su masa atómica es: H = 1.6 x 10-24 gr de masa atómica absoluta H = 1.0079 u.m.a. masa atómica neutra Masa Atómica Relativa.- Representa el peso de un átomo cualquiera tomando en referencia al isótopo más común del átomo de Carbono; a este isótopo se le asigna convencionalmente el valor de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.), para el siguiente ejemplo se interpretan de la siguiente manera: Por definición C 12 1 uma = (1/12.0) uma A = 12.011 u.m.a. Por definición Isótopos.- Son grupos atómicos que pertenecen al mismo elemento químico que poseen propiedades físicas y químicas semejantes e igual número atómico pero difieren en sus masas atómicas por ejemplo: 13 12 u.m.a. 1 átomo O A=16 u.m.a. Z=80 u.m.a. por definición de la masa del átomo de carbono Valor asignado convencionalmente
  14. 14. El átomo de O ISÓTOPO % abundancia En mezcla natural posee 8 O uma 99.7% 16 8 O uma 0.037% 17 8 O uma 0.204% 18 Isóbaros.- Son grupos atómicos que tienen igual número de masa atómica pero difieren en las propiedades físicas y químicas en el número atómico por ejemplo: Hidrógeno # de p+ # de e- #nº % de abundancia Proteo 1 H 1.008 1 1 0 99.985% Deuterio 2 H 1.009 1 1 1 0.015% Tritio 3 H 1.008 1 1 2 0% EL ÁTOMO NUCLEAR.- La actividad llevada a cabo por químicos y físicos del siglo XIX no comprobaron la existencia del átomo pues las evidencias que proporcionaban eran solamente de tipo indirectas, aunque procesadas adecuadamente. Los resultados experimentales coincidían con la teoría atómica del átomo (1.813), en conclusión este trabajo conjunto fue suficientemente convincente como para poner en tela de duda, por los investigadores del siglo XX en torno a la estructura atómica de la materia. Con estos antecedentes se describe los diferentes modelos atómicos que pueden considerarse como aportes importantes a definir el modelo actual del átomo. El Átomo o Modelo Nuclear (J.J Thomson 1987).- Constituye una de las primeras teorías en la que se propuso que el átomo es una masa con carga positiva, con electrones esparcidos por todo el átomo y lo más separados posibles entre ellos. Esta teoría es la que conocemos como el pudín de pasas, en la cual el pudín es la masa con la carga positiva y las pasas representan los electrones. Masa con car Masa con carga positiva (núcleo del átomo) Modelo Atómico (Ernest Rutherford 1.911).- Este modelo se encuentra basado en su propio experimento que consistía en haber hecho pasar partículas con cargas positivas por 14 e- e- e- p+
  15. 15. una lámina metálica delgada de Oro, Rutherford propuso un modelo planetario o lunar para el átomo, en el cual la parte positiva llamada núcleo esta en el centro del átomo y los electrones son considerados como si estuvieran girando alrededor. Sin embargo existieron dificultades con este modelo atómico como por ejemplo: el hecho de que los electrones no daban con un espectro de luz continua, cuando se los permitía regresar a su estado original, después de haber pasado por un estado excitado. En el átomo se distinguen dos estados fundamentales que son: Estado Normal o Basal.- Representa aquel estado en que los electrones correspondientes a los diferentes orbitales se ubican en ciertos niveles de energía, con la particularidad de que estos niveles están muy cercanos al núcleo. E1 E2 E3 . . . . . En Relación de Energía E1 < E2 < E3 . . . . . < En Estado Excitado.- Representa aquel estado cuando por alguna razón los electrones ocupan niveles superiores o inferiores de energía, a través de los saltos de electrones produciendo una absorción o emisión de energía respectivamente. 15 Estado Normal del Átomo e- e- e- Pp pp ptd gd p+ Núcleo de carga positiva (p+) P+
  16. 16. Tomando en referencia al estado excitado del átomo el origen del término “ESPECTRO ATÓMICO” se establece de la siguiente forma: El registro de esta información representa el espectro atómico. Características del Espectro Atómico.- El estudio de los espectros atómicos es muy importante para indicar el comportamiento de los electrones en el átomo; en este contexto sus características corresponden a: 1. El espectro atómico consta de un grupo de líneas finas. 2. Cada línea corresponde a una frecuencia definida (υ). 3. La frecuencia de la radiación emitida por un átomo es una medida del cambio energético que experimenta los electrones en dicho átomo. La relación entre el cambio de energía y la frecuencia este dado por la ecuación de PLANK de la siguiente forma: ∆ E = h * υ (nu) Donde: ∆ E = Es el cambio de energía h = Es la constante de PLANK 16 Estado Excitado de Átomo Salto nivel superior Absorción de energía Salto nivel inferior Emisión de energía Espectro atómico Secuencia del fenómeno físico para el espectro atómico. Átomo Estado excitado Salto Electrónico Emite radiaciónÁtomo Estado normal Estado estacionario Al retractarse la radiación emitida produce espectros característicos de la especie atómica.
  17. 17. υ = Es la frecuencia. Para un elemento determinado del espectro atómico aparece en grupos o series diferentes con ciertas denominaciones, tal es el caso por ejemplo del elemento Hidrógeno. ESPECTRO ATÓMICO DEL ELEMENTO HIDRÓGENO. ←Serie de Pachel →← serie de Balmor →← Serie de Lyman→ Región infra-roja Región visible Región ultravioleta Modelo Atómico de Neil Bohr (1913).- Su modelo hace referencia a la propuesta de que los electrones en un átomo podían estar solamente en ciertas órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo en este contexto proponía que la energía de los electrones es cuantizadas y que puede perderse o ganarse energía (absorción o emisión de energía) únicamente en cantidades discretas. Esta teoría en la interpretación hace una analogía al hecho de que compara con una escalera donde una persona puede trepar de un escalón a un escalón y no podría trepar de una posición inicial a otra posición mayor. )1( 23 12 −−=∆ −=∆ −=∆ nn EEE EEE EEE 17 Cantidad de energía que puede ganar o perder e e e Factible – Experimentalmente Núcleo Orb. Orb.2 Orb.……Orb. E1 E2 E3……En
  18. 18. . Discreta. 21 13 −− −=∆ −=∆ nn EEE EEE No factible MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO Antecedentes.- El perfeccionamiento de la teoría y modelo atómico propuesto por Bhor desde 1920 – 1930 condujo al desarrollo de la teoría moderna sobre la estructura atómica la cual se basa en la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria, esta es una descripción matemática de las leyes del movimiento ya que se aplica a partículas pequeñas como los electrones los cuales poseen propiedades tanto de partículas como de ondas. A más de lo indicado esta teoría indica puntualizar lo siguiente: 1. Permite el cálculo matemático de le energía de cada electrón en un átomo, establece que los electrones ocupan varios niveles de energía en torno al núcleo. 2. Cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía y además cada subnivel de energía posee un conjunto de uno o más orbitales. 3. Finalmente la mecánica cuántica establece el límite en el número de electrones que puede ocupar cualquier nivel de energía determinado. En este contexto los trabajos de mayor importancia y que sirven de fundamento teórico para establecer el modelo actual se detalla a continuación de la siguiente forma: Teoría de Onda de Maxwell (1964). Cuando un grupo de partículas cargadas eléctricamente se mueven unas con respecto a otros se generaban campos eléctricos y campos magnéticos que se propagan en el medio ambiente, esta forma de propagación se denomina ONDA, los campos electromagnéticos tienen su propia energía y resulta que la ONDA sirve de medio para su propagación, transmisión, o distancia. Esta transmisión de energía se denomina radiación electromagnética, que representado gráficamente a través de una ecuación de estado tiene el siguiente alcance: 18 12 EEE −=∆
  19. 19. C = λ.υ C = Es la velocidad de la radiación electromagnética. λ = Es la longitud de onda (distancia entre dos puntos máximos o mínimos de la trayectoria de onda). υ = Es la frecuencia (representa el número de crestas por el tiempo) Ejemplo: 20 crestas en 60 segundos. Tomando como referencia la trayectoria de ONDA seguida por una partícula cargada, Maxwell estableció que: la velocidad con que se propaga una radiación electromagnética es igual al producto de las longitudes de ONDA por la frecuencia de las mismas, matemáticamente se tiene la siguiente ecuación: C = λ * υ Teoría Cuántica de Max Plank (1901).- A este físico correspondió la postulación de la teoría cuántica que durante el siglo XIX contribuyó a solucionar problemas de la física. Esta teoría explica la interacción que existe entre la radiación y la materia, afirmando que la energía radiante producida por un cuerpo negro se comporta como si estuviera constituido por pequeñas cantidades, unidades o paquetes denominados (CUANTOS). Un cuanto es la unidad más pequeña de energía, en general la cantidad de energía asociada a un cuanto de radiación electromagnética se expresa a través de la siguiente ecuación: FrecuenciaV SgErgxPlanckdeteconslaEs cuantoconasociadoenergíadeCambioE vhE = −= =∆ =∆ − )1063.6(tan "" . 27 λ Cuerpo negro Fuente de emisión Las ecuaciones de estado planteadas en la teoría de onda de (Maxwell), y la teoría cuántica de (PLANK), se establece una relación de la siguiente forma: cresta crestacresta cresta cresta 19 C = λ * υTeoría de onda υ = C/ λ Partícula cargada eléctricamente Plano de las X es perpendicular Radiación electromagnética Cuanto
  20. 20. Reemplazando en la ecuación de ∆ε se tiene: Ecuación que relaciona la teoría de onda y cuántica. HIPÓTESIS DE LUIS BROGLIE (1924).- La teoría de Bohr a esta altura del tiempo se le consideraba inconsistente ya que no permitió explicar algunos fenómenos físicos del átomo y esto se debe a la hipótesis de BROGLIE que afirma: “QUE LOS ELECTRONES DEBEN TENER PROPIEDADES QUE SE SUBORDINAN A DOS CONDICIONES” 1. La teoría de la onda de Maxwell. 2. A la teoría cuántica ∆ε = h *υ y la relativa ∆ε = hυ =mc2 Donde: m = es la masa del electrón e1- C = es la velocidad de la luz (e1- ) Según Broglie un electrón se mueve en el espacio con una longitud de onda que responde a las siguientes características: De la ecuación de Maxwell despejamos λ C = λυ υ = C / λ reemplazamos en la ecuación de Max – Plank y tenemos: ∆ε = (h*c)/ λ Si nosotros sabemos que: ∆ε = h * υ = m*C2 ∆ε = (h*C)/ λ Entonces tenemos: (h*C)/ λ = m*C2 despejamos λ 20 C = h * υ ∆ε = hυTeoría cuántica ∆ε = h*C λ υ= C/λ
  21. 21. λ = h/ (m*C) Esta ecuación demuestra la hipótesis de Luis - Broglie Principio de Incertidumbre W. Heinsimberg.- A este investigador le correspondió formular el principio de incertidumbre que afirma que: “NO SE PUEDE CONOCER SIMULTÁNEAMENTE LA VELOCIDAD EN POSICIÓN DE UN ELECTRÓN CON LA UBICACIÓN EXACTA PARA TRAZAR SU TRAYECTORIA EN UN DETERMINADO NIVEL DE ENERGÍA ES DECIR, NO SE PUEDE ESTABLECER A priori LAS CONDICIONES DE POSICIÓN Y VELOCIDAD PERO SI ES POSIBLE MEDIR LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN DE UN INSTANTE DADO PARA UN PUNTO DETERMINADO PARA UN NIVEL DE ENERGÍA.” Ejemplo para el átomo de He. Este contexto si bien no se traza la trayectoria de un electrón, pero a través de la ecuación de SCHǑHDINGER, se puede situar una región del espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón es considerado, esta región se denomina “ORBITAL ATÓMICO”. Ejemplo para el átomo de He e Ejemplo: 2 Hl Zona de probabilidad de encontrar Ecuación de Onda de Schodinger 1926.-Fórmula la ecuación matemática llamada ecuación de onda a base de la mecánica cuántica que relaciona las longitudes de onda asociadas a las partículas y a sus energías (E1, E2, E3,..., En). El estado de una partícula se describe mediante la función de ondaΨ. Que obedece a la ecuación de SCHODINGER. Para el átomo de Hidrógeno tenemos: ∂2 Ψ + ∂2 Ψ + ∂2 Ψ + 8π 2 m (Et – Epo) ∂x2 ∂y2 ∂z2 h2 Ψ = 0 Donde: Ψ = Es la función de onda x,y,z = Son las coordenadas del espacio tridimensional m = Masa de la partícula. h = Es la constante de Planck 21 2P+ Posición Átomo – He- normal No factible e- Zona de probabilidad de encontrar un electrón. Factible orbital atómico..
  22. 22. Et – Epo = Es la energía total y potencial de una partícula Epo = Energía potencial de una partícula. Esta ecuación manifiesta la naturaleza corpuscular y ondulatoria de un electrón. Et = Ec + Epo NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f Es la parte más importante de la mecánica cuántica es el de haber explicado la trayectoria de un electrón mediante los números cuánticos y orbitales. La solución completa de la mecánica cuántica al problema del átomo de hidrógeno, proporciona un conjunto de funciones de onda y otra energía. Pero cada solución satisface la ecuación de SCHODINGER. Las funciones de onda (Ψ ) permitidas para el átomo de hidrógeno se llaman orbitales caracterizados por una forma y energía específica. El modelo de la mecánica cuántica utiliza tres números cuánticos para describir un orbital, siendo importante también la descripción del número cuántico del espin que se adiciona a las tres anteriores y en este contexto los números cuanticos son los siguientes: Número Cuántico Principal (n).- Este número cuántico representa el nivel de energía principal o capa principal e indica la distancia media de los electrones con relación al núcleo. Su intervalo de variación corresponde a: # Max e- es n = 1, 2, 3,4………………+ ∞ El número máximo de electrones para la capa o nivel de energía principal esta dado por: 2n2 En resumen el número máximo de electrones en función del número cuántico principal y la representación del nivel o capa principal de energía, se puede expresar como: N 1 2 3 4 5 6 7 22 Nivel de Energía: Representa la nube electrónica de la carga negativa esparcida en una región determinada del espacio. Orbital: Un orbital representa una región en el espacio con una forma específica, donde es probable encontrar el par de electrones.
  23. 23. Capa o nivel principal K L M N O P Q Número máximo de electrones 2n2 2 8 18 32 50 72 98 Número Cuántico Secundario o Azimutal (  ).- Este número cuántico define la forma del orbital en el cual se mueve el electrón, su variación corresponde a: l = 0, 1, 2, 3, 4,…………. (n -  ). El valor de  para un orbital en particular se designa y con las letras s, p, d, f, que corresponden a las palabras: sharp, principal, difusa, fundamental: las cuales se utilizaron para describir ciertos aspectos del espectro atómico en los átomos (multi–electrones, antes del desarrollo de la mecánica cuántica). De acuerdo al principio que gobierna el arreglo de los electrones, es decir de acuerdo al principio de exclusión de PAULI, el número máximo de electrones para cada subnivel de energía se expresa como: Máximo de electrones en cada orbital es de 2 ℮- así tenemos lo siguiente: s → 1 → 1 x 2 = 2℮- p → 3 → 3 x 2 = 6℮- d → 5 → 5 x 2 = 10℮- f → 7 → 7 x 2 = 14℮- # de Orbitales # max ℮- 1 3 5 7 S = 2 p = 6 d = 10 f = 7 En resumen el número cuántico secundario (1) representado por los subniveles de energía s, p, d, f, y el número máximo de electrones permisibles de cada electrón en cada subnivel se da de la siguiente manera: Sharp Principal Difusa FundamentalSharp Principal Fundamental Difusa 23
  24. 24. Nivel principal n 1, 2, 3, 4………….+ ∞ Subnivel de energía 1 0, 1, 2, 3,……….... (n - 1) s, sp, spd, spdf. Número Cuántico Magnético (ml).- Este número cuántico describe la orientación en el espacio del orbital (campo electromagnético) su variación corresponde a: -m  ………………………-2, -1, 0, 1, 2…………………………..+m  Número Cuántico de Espin (ms).- El movimiento de los electrones en sus propios ejes el cual por combinación se le ha asignado un movimiento horario y antihorario. Su variación corresponde a: ms +1/2 (Movimiento hacia la derecha) ms -1/2 (Movimiento hacia la izquierda) El movimiento horario y antihorario asignado a un electrón se puede expresar como: RELACIÓN ENTRE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.- De la información recopilada a través de las definiciones de intervalos de variación de los números cuánticos; podemos establecer esa tabla comparativa de sus relaciones no sin antes indicar dos aspectos que deben ser tomados en cuenta para la estructuración de la tabla de relaciones entre los números cuánticos. 1) Cada capa o nivel de energía es dividido en subniveles de energía, pero que en conjunto es igual al número cuántico principal (n) 2) Cada subcapa o subnivel de energía esta dividida en ( subcapas o subniveles de energía, pero que en conjunto es igual al número cuántico) por orbital tomando en cuenta la siguiente distribución:  Subnivel s = 1 orbital  Subnivel p = 3 orbitales  Subnivel d = 5 orbitales  Subnivel f = 7 orbitales 24 Explicación.- Los electrones se comportan como si giraran alrededor de un eje que pasa por su centro, las dos direcciones permitidas para el SPIN corresponde a los valores de +1/2 y -1/2 indicado anteriormente. e- - ½ e- + ½
  25. 25. Con estos antecedentes la conformación de la tabla que involucra las relaciones entre numerales cuánticos es la siguiente: TABLA DE RELACIONES n  m  subcapa o subnivel ms № de orbitales de energía. № de spin por cada subnivel de energía. 1 0 0 1 s2 +1/2 -1/2 1 x 2 = 2 2 0 0 2 s2 +1/2 -1/2 1 4 x 2 = 8 1 -1 0 2p6 +1/2 -1/2 3 +1 3 0 0 3 s2 +1/2 -1/2 1 1 - 1 0 3p6 +1/2 -1/2 3 9 x 2 = 18 +1 2 - 2 +1/2 -1/2 - 1 0 3d10 +1/2 -1/2 5 1 2 4 0 0 1 1 - 1 +1/2 –1/2 0 4p6 3 +1 - 2 - 1 +1/2 –1/2 2 0 4d10 5 16 x 2 = 32 1 2 -3 - 2 +1/2 –1/2 - 1 3 0 4f14 7 1 2 3 TIPOS DE ORBÍTALES ELECTRÓNICOS.- Al término orbital se encuentra asociado términos como la ubicación de los electrones y las energías asociadas a las mismas. Para el presente caso la función de onda proporciona información en torno a la ubicación de un electrón en el espacio cuando se encuentran en un determinado estado de energía, a 25
  26. 26. continuación se indican las formas que presentan los orbitales electrónicos con relación a su representación gráfica. Orbitales S.- Es la forma simétrica distribuida en torno al núcleo del átomo. Se le considera el orbital de mayor estabilidad electrónica o el de menor energía. La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo a medida de que se aleja del mismo en cualquiera de sus direcciones, gráficamente se tiene: NODOS.- Representa la superficie intermedia donde (Ψ2 ), es igual a cero anotándose que el número de nodos aumenta; conforme se incrementa n. ALTURA DE LA CURVA DE CALENTAMIENTO.- Representa la densidad electrónica a medida que nos movemos del núcleo. 26 Función de ψ2 de la probabilidad decrece.
  27. 27. Orbitales P.- Estos orbitales no son simétricos con respecto al núcleo atómico, ya que su densidad electrónica se encuentra a los lados respecto al núcleo; con frecuencia decimos que este orbital tiene dos lóbulos en forma de dos peras unidas por su parte más angosta, en el cuál su representación gráfica corresponde a la distribución promedio de un electrón a lo largo de los ejes x, y, z, representan los orbítales px, py, pz, (existen tres tipos de orbitales P). Px 27
  28. 28. Orbitales d y f.- Los orbitales que están formados por 4 lóbulos que representa la nube electrónica, dependiendo de la orientación a lo largo de los ejes x, y, z, la representación de los orbitales corresponden a: dxy, dxz, dyz, dx2 y2 , dz2 . Finalmente las representaciones dadas en la gráfica se emplean comúnmente para todos los orbitales d, cualquiera que sea el valor de n. Para el caso de los orbitales f, su representación responde a formas complejas, difícil de graficar en un contorno tridimensional: ejes x, y, z, existiendo 7 orbitales f equivalentes para valores de n. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La teoría que se ha desarrollado para los orbtales electrónicos es correcta siempre y cuando nos refiramos al átomo elemental de hidrógeno o átomos similares como el Helio o el Litio. Encontrando a la función de onda (Ψ), exacta como solución necesaria de la ecuación de onda para átomos multi- electrónicos es una forma difícil, sin embargo se cree que los resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno son aproximadamente correctos para 28
  29. 29. átomos mas complejos, es decir que se supone que para estos átomos complejos existen los mismos números cuánticos y orbitales. Cabe indicar, que existe una diferencia entre los orbitales del átomo de hidrógeno y los átomos multi- electrónico, esta diferencia reside en la energía asociada en cada electrón en un orbital, comparativamente se tiene: Átomo de Hidrógeno Átomo multi- electrónico Nota: En cada caso la energía total se forma positiva. En este contexto, en el átomo normal de hidrógeno de un electrón, se halla en el estado energético mas bajo posible, es decir, en el orbital 1S2. Para los átomos multi- electrónicos la situación cambia, ya que la energía total de los orbitales depende en sumatoria del valor de n = 1. La designación que caracteriza a cada electrón dentro de un átomo cualquiera se denomina como la configuración electrónica asignado a dicho átomo en particular, a continuación se indican ciertas reglas y principios para asignar la configuración electrónica probables para átomos de diferentes elementos químicos (tabla periódica), debiendo anotar que esta configuración electrónica corresponde al comportamiento experimental contenido, esto es basándose en los datos espectroscópicos (ESPECTRO ATÓMICO), así tenemos:  Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima. Para los 18 primeros elementos de la tabla periódica los electrones van ocupando los orbitales de más baja energía hasta saturarlos completamente, en este punto de configuración electrónica corresponde a: n  * 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 = 18e- (H, He, Li, Au), para estos elementos. n  * n = nivel principal de energía. Ejemplo: 3 Li  = subnivel de energía x = e- 1s2 , 2s1 x = nùmero de electrones  = s 1s2 , 2s1 n = 1 29 Energía Orbital Energía de los Orbitales. Depende de n=1 (Sub-orbital S) Depende de Si n = 2 Subnivel Sp n = 3 Subnivel Spd n = 4 Subnivel Spdf
  30. 30. A partir del subnivel 3p, se produce una SUPERPOSICIÓN de energía; es decir, en este punto, la configuración electrónica responde a otro ordenamiento. A U F B A U que es la siguiente: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,6d,7p,6f,7d,7s. Basándose en lo anotado se puede establecer un diagrama energético para indicar, aquella situación de los niveles más bajos de energía, de la siguiente forma: 4to NIVEL DE ENERGIA ......Subnivel E 4p ......Subnivel E 3d ......Subnivel E 4s ......Subnivel E 3p 3er NIVEL DE ENERGÍA .......Subnivel E 3s n = 3 ......SubnivelE 2p 2do NIVEL DE ENERGÍA ......Subnivel E 2s n = 2 …… Subnivel E 1s 1er NIVEL DE ENERGÍA n = 1 Aumento de energía. El orden de llenado de los orbitales de menor a mayor de energía para cada uno de los subniveles de energía se conoce con el nombre de AUFBAU; que es el orden que sigue la tabla periódica, en este contexto tenemos; que en cualquier átomo los electrones van ocupando los subniveles de menor energía más bajo del átomo, a esto se le conoce como ESTADO FUNDAMENTAL. Regla de Hund.- Para cualquier conjunto de orbitales, y si existen disponibles estos de idéntica energía, los electrones tienden a ocupar de uno en uno y no parearse, aparentemente toma menos energía para que un electrón, ocupe un orbital individualmente que parearse con otro electrón en un orbital de igual energía por ejemplo: 6 C 1s2 2s2 2p2 Regla de Hund n=1 n =2 6 C 30 Orbitales en superposición de E a partir de 19 k hacia...... 105 Ha Orbitales de energía más bajo a los 18 primeros elementos de la tabla periódica
  31. 31. 1s2 2s2 2p x incorrecto n = 1 n = 2 Principio de Exclusión de Pauli.- Este principio relaciona los números atómicos cuánticos con el número máximo de electrones posibles en cada orbital, sub. nivel, o nivel de energía, en este contexto establece que “En un átomo determinado los dos electrones no pueden tener exactamente iguales los cuatro números cuánticos (n = 1 = ml), que describa el orbital en particular y al agregar luego el número cuántico de ESPIN, ms de + ½ y de - ½, tendremos dos conjuntos diferentes de números cuánticos para un orbital en particular, así tenemos: COMBINACIÓN BASADA EN LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. n  m  ms 1 0 0 +1/2 -1/2 2 0 0 +1/2 -1/2 -1 +1/2 -1/2 0 +1/2 -1/2 +1 +1/2 -1/2 3 0 0 +1/2 -1/2 1 - 1 +1/2 -1/2 0 +1/2 -1/2 +1 +1/2 -1/2 2 - 2 +1/2 -1/2 - 1 +1/2 -1/2 0 +1/2 -1/2 + 1 +1/2 -1/2 + 2 +1/2 -1/2 Configuración Electrónica asignado a los Átomos.- Si representamos los subniveles de energía (conjunto de orbitales como cajas o conjunto de cajas), y los electrones con flechas, además si aplicamos las diferencias dadas en las diferentes posiciones la configuración electrónica asignada a cualquier átomo de los primeros elementos de la tabla periódica podemos representar el diagrama de los orbitales para los átomos de la siguiente forma: s 2 e- max. CONJUNTO p 6 e- max. DE ORBÍTALES. d 10 e- max. 31
  32. 32. f 14 e- max. UNIDAD III TABLA PERIÓDICA DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA.- A principios del siglo XIX se descubrió más y más elementos Químicos y se determinaron sus propiedades. Se observo que ciertos grupos de elementos tenían propiedades similares. Esto llevo a varios Químicos de esa época a tratar de clasificar en grupos a los elementos que fueran similares. Lothar Meyer.- (1839-1895) Químico Alemán se ingenio la clasificación de los elementos en una tabla teniendo en cuenta las variaciones periódicas de sus propiedades. Su tabla incluyo 56 elementos. Dimitri Mendeleev.- (1834 1907) Químico Ruso inventó una tabla similar, su tabla fue más avanzada que la de Meyer, sin embargo Mendeleev dejó espacios y predijo que se llenarían con nuevos elementos que se descubrieran en el futuro. También predijo las propiedades de estos elementos aún no descubiertos basándose en su posición en la tabla. Estas dos tablas periódicas tenían un error y fue un hecho de que los elementos fueron clasificados en orden creciente de los pesos atómicos, esto causo que varios elementos quedaran mal colocados en la tabla periódica. H. Q. Moseley.- (1887 1915) Determinó la carga del núcleo y concluyo que los elementos deberían clasificarse de acuerdo al incremento en su número atómico. Esto corrigió las discrepancias anteriores en la tabla periódica. Esta clasificación de los elementos de acuerdo al número atómico es la base de la ley periódica que establece que algunas de las propiedades físicas y algunas propiedades químicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. Hoy en día, sabemos que estas variaciones periódicas se deben a la configuración electrónica de los elementos. Periodos, grupos o familias.- las filas horizontales en la tabla periódica se llaman periodos y en total hay 7 periodos y las columnas verticales se llaman grupos y en total hay 18 grupos. Estos grupos están divididos en subgrupos A y B. Los subgrupos A debido a sus similitudes dentro del grupo son llamados a menudo familias. Algunas de estas familias llevan nombres especiales tal como es el caso de: Los metales alcalinos para el grupo IA., metales alcalinos Térreos para el grupo IIA Halógenos para el grupo VIIA, los otros grupos son algunas veces clasificados de acuerdo al primer miembro del subgrupo o familia. Así los elementos del subgrupo IIIA, algunas veces son llamados la familia del Boro, los elementos del subgrupo IVA como la familia del carbono, los elementos de subgrupo VA como la familia del Nitrógeno, los elementos del subgrupo VIA como la familia del Oxigeno. El ultimo grupo llamado cero o en algunas veces llamado Grupo VIIIA, contiene una serie de elementos con una configuración muy estables conocidos como Gases Nobles. Estos elementos tienen muy poca tendencia a 32
  33. 33. reaccionar con otros. Por esta razón originalmente fueron denominados gases inertes (puesto que ellos son gases a temperatura ordinaria). Hoy sabemos que ellos reaccionan en condiciones apropiadas, aunque las condiciones son un poco drásticas. Por esta razón son llamados gases nobles. El término gas noble implica que estos elementos tienden a existir por ellos mismos o sea en estado libre. CLASES DE ELEMENTOS.- Así como han sido clasificados los elementos en metales y no metales, los elementos también pueden dividirse en cuatro clases a saber: elementos representativos, gases nobles, elementos de transición y elementos de transición interna. Clases de elementos en la tabla periódica en donde se localiza las 4 clases de elementos de los subgrupos A y B. IA IIA VIIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Elementos Representativos.- Los elementos representativos son los subgrupos A - IA hasta VI IA. En estos elementos. El nivel de energía más externa está incompleto y los electrones están ocupando los orbitales S o P, al pasar de un elemento representativo al próximo. Por tanto la configuración electrónica para estos elementos será desde ns1 , np5 por ejemplo: 11 Na (sódio) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Gases Nobles.- Los gases nobles forman el último grupo en la tabla. Cada elemento de este grupo tienen el conjunto de orbitales S y P completamente llenos, así la configuración electrónica para los electrones más externos en cada caso es PS (con excepción del helio). Esta es una configuración electrónica aparentemente muy estable por ejemplo la configuración electrónica para el Neon es la siguiente: 10 Ne 1s2, 2s2, 2p6. Elementos de Transición.- Los elementos de transición son las series en las cuales un conjunto de orbitales d, esta lleno. En general el nivel de energía más externo tendrá una ELEMENTOS REPRESENTA TIVOS IIIUB IVB VBVIB VIIB IB IIB ELEMENTOS DE TRANSICIÒN ELEMENTOS REPRESENT ATIVOS GASES NOBLES ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA 33
  34. 34. configuración de ns, (exceptuando los grupos VIB y IB). Además se presenta la configuración (n-1) d1 hasta (n-1) d10 . Por ejemplo la configuraciòn electronica para el Niquel es la siguiente 28 Ni ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8. Elementos de transición Interna.- Las series de transición interna son las 2 series de los elementos desde el 58(Cesio Ce), hasta el 71 (Lutecio Lu), y desde 90 hasta el 103 en los cuales se esta llenando un conjunto de orbitales f. Algunas veces estas son llamadas series de transición largas. En general estos elementos tienen 3 niveles de energía incompletos ya que un electrón entra en un orbital d antes que el conjunto de los orbitales f empiece a llenarse, en consideración esta serie de transición interna se les conoce como Lantánidos y Actínidos, por ejemplo tenemos la configuración electrónica para el Uranio que es la siguiente: 92 U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2,5f3,6d1. ELECTRONES DE VALENCIA.-Los electrones en los niveles de energìa externos se denominan electrones de valencia y que seran utilizados en la formaciòn de compuestos. Para los elementos representativos el nùmero de electrones de valencia corresponde al nùmero del grupo, por ejemplo el sodio (Na) tiene un electron de valencia puesto que esta ubicado en el grupo IA, el Magnesio(Mg) tiene dos electrones de valencia puesto que se halla ubicado en el grupo IIA, el Aluminio tiene tres electrones de valencia, el Silicio cuatro electrones de valencia, el Fosforo tiene cinco, el Azufre tiene seis, el Cloro tiene siete etc. Para los elementos de transiciòn los electrones en el orbital s de los niveles de energìa mas externos son utilizados en la formaciòn de compuestos al igual que los electrones de orbitales d, siendo seis el nùmero màximo, por ejemplo el Escandio (Sc) del grupo IIIB tiene tres electrones de valencia, el Titanio ( Ti) tiene cuatro, el Vanadio ( V) tiene cinco, el Cromo (Cr) tiene seis y el Manganeso (Mn) tiene siete. Para los elementos representativos, a menudo es conveniente presentar los electrones de valencia de un atomo utilizando la notaciòn denominada KERNEL o NOTACIÔN ELECTRONICA DE PUNTO. En esta notaciòn el simbolo para un elemento es usado para representar el nùcleo y todos los electrones internos y el punto representa el electron de valencia. Por ejemplo la notaciòn electronica para los 18 primeros elementos. 34
  35. 35. NOTACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS. ELECTRÓN DIFERENCIAL.- El electrón diferencial en un átomo es el electrón que hace que un átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede también decirse que es el último electrón que se va agregando al construir la tabla periódica siguiendo el orden de AUFAU. En general para los elementos representativos el electrón diferencial está en el orbital s o en el orbital p, para los elementos de transición el electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con excepción para los grupos VIB Y IB) y para los elementos de transición interna el electrón diferencial hasta en el orbital f. Por ejemplo: E=1 3 Li 1s2, 2s1 Electrón Diferencial 4 Be 1s2, 2s2 Electrón Diferencial 19 K1s2,2s2 3s2, 3p6, 4s1 E.D. 20 Ca1s 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 E.D. PROPIEDADES DE LA TABLA PERIÓDICA Propiedades Metálicas.- Dentro de cada periodo en la tabla periódica los elementos tienden a disminuir su carácter metálico o aumentar su carácter no metálico de izquierda a derecha a lo largo de dicho periodo. Dentro de un grupo o familia, las propiedades metálicas aumentan a medida que descendemos en el grupo, esto es especialmente notable 1 H° 2 He° 3 Li° 4 °Be° 5 °B° 6 °C° 7 °N ° 8 °O° 9 °F° 10 °Ne° 11 Na° 12 °Mg° 13 °Al° 14 °Si° 15 °P° 16 °S° 17 °Cl° 18 °Ar° 35
  36. 36. en los subgrupos IIIA, IVA, y VA en donde cada elemento a medida en que descendemos en el grupo varía de un elemento no metálico a metálico. Tamaño Atómico.- A lo largo de cualquier periodo en la tabla hay decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que ha medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de uno en uno en cada elemento, a pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacia el núcleo. Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien considerable en el tamaño atómico, el tamaño atómico se da en ángstrom (0 A). RADIOS ATÓMICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS Tamaño (°A) Amgstron Tamaño Iónico.- El Ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones puesto que el electrón tiene carga negativa, cuando un átomo pierde un electrón adquiere una carga positiva. Por ejemplo cuando un átomo de Sodio pierde un electrón, se convierte en ion + Na Na -1e Na 1+ 3 Li 1,23 4 Be 0,90 5 B 0,82 6 C 0,77 7 N 0,75 8 O 0,73 9 F 0,72 10 Ne 0,71 11 Na 1,54 12 Mo 1,36 13 Al 1,18 14 Si 1,11 15 P 1,06 16 S 1,02 17 Cl 0,99 18 Ar 0,98 19 K 2,03 20 Ca 1,74 31 Ga 1,26 32 Ge 1,22 33 As 1,20 34 Se 1,16 35 Br 1,14 36 kr 1.12 36
  37. 37. Ca -2e Ca 2+ De igual manera cuando un átomo gana un electrón o más electrones este se convierte en un ion con carga negativa, como por ejemplo del caso del Azufre. S + 2e S – 2 Cuando un átomo de Cloro gana un electrón para forma el ion cloruro, hay un aumento en tamaño, el radio del ion cloruro es mayor que el átomo de cloro. El radio iónico se da en ángstrom RADIOS IÓNICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS. (0 A) Energía de Ionización.- Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo o un ion. La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo, la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y la tercera energía es igualmente mayor que la segunda. Una vez adquirida la configuración de gas noble, como en el caso del Na+ , Be2+ , y Mg2+ la próxima energía de ionizaciòn es muy alta. Esto explica por que una vez que se ha obtenido la configuración de gas noble, no se pueden remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química. Si comparamos la primera energía de ionización entre los elementos de un periodo, hay un incremento general. Al igual que en la comparación del tamaño atómico, esto se debe al hecho de que el electrón removido en cada caso está en el mismo nivel de energía pero hay mayor carga nuclear ejerciendo atracción sobre dicho electrón. La energía de ionizaciòn se da en Kilocalorías/mol. Ejemplo 3 Li+ 0.60 4 Be2+ 0.31 5 B3+ 0.20 11 Na+ 0.95 12 Mg2+ 0.65 3 Al3+ 0.50 19 K+ 1.33 20 Ca2+ 0.99 21 Sc3+ 0.81 22 Te3+ 23 V3+ 0.74 24 Cr3+ 0.69 25 Mn2+ 0.80 26 Fe2+ 0.76 27 Co2+ 0.75 28 Ni2+ 0.72 31 Ga3+ 1.13 37
  38. 38. Seleccionar el átomo o ion con mayor energía de ionización entre los siguientes ejemplos: a) Na, Al, Cl, Br. b) Na+, Mg2+. ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE ALGUNOS ELEMENTOS (EN KILOCALORÍAS/ MOL) EN EL ORDEN DE PRIMERO, SEGUNDO, Y TERCERO ENERGÍA DE IONIZACIÒN. IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 H 313 2 He 567 1,250 3 Li 124 1,744 4 Be 215 420 3,550 5 B 191 580 875 6 C 260 560 1.100 7 N 335 680 1,100 8 O 314 811 1.270 9 F 402 805 1,450 10 Ne 497 950 1,500 11 Na 1,090 12 Mg 176 347 1,850 13 Al 138 435 656 38
  39. 39. Afinidad Electrónica.- La cantidad de energía liberada cuando un átomo gana un electrón se llama afinidad electrónica, por ejemplo la afinidad electrónica desde el nitrógeno hasta el oxígeno y hasta el flúor la electronegatividad se incrementa, al igual que el tamaño atómico y la energía de ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es mayor. De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos grupo VIIA la afinidad electrónica disminuye. La afinidad electrónica se da en Kilocalorías/mol. AFINIDAD ELECTRÓNICA PARA ALGUNOS NO METALES (KILOCALORÍAS / MOL). Electronegatividad.-La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia general de ese átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta determinada a partir del electro-afinidad y de la energía de ionización. Sin embargo, no es una medida de energía, pero si una simple tendencia de los átomos para atraer electrones. Hay diferentes escalas de electronegatividad para la mas común es la escala que realizo LINUS PAULING. La electronegatividad aumenta a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un periodo y disminuye a medida que bajamos en un grupo. El concepto de Electronegatividad es muy útil para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos para N Casi Cero O 35 F 85 S 53 Cl 87 Br 82 39
  40. 40. predecir el tipo de enlace del mismo y para la polaridad de enlace y moléculas. La electronegatividad no tiene unidades. ELECTRONEGATÍVIDAD PARA ALGUNOS ELEMENTOS COMUNES, (ESCALA DE PAULIN). Iones Monoatómicos.- Los conceptos de energìa de IONIZACIÒN, Electroafinidad y Electronegatividad con relación a los metales y no metales a dado lugar a predecir que clase de iones pueden formar varios elementos, para llegar a adquirir la configuración electrónica de Gas Noble al formar los compuestos. Al formar los iones solo se ganan o pierden electrones. Hay algunos casos que se conocen iones +3 (Al +3 ) y –3 (N 3- ) pero estos son casos muy raros. No se conoce casos en los cuales la carga sea mayor que tres. Se va a considerar solo iones monoatómicos simples. Así el grupo IA puede perder un electrón de valencia para formar iones +1 como el Na + . En el grupo IIA se forman iones +2 como el Ca2+ . Y la formación de iones monoatómicos negativos en este caso gana electrones. Así tenemos el grupo VIIA Halógenos que forman iones –1 como el Cl-1 el grupo VIA forman iones –2 como el S-2 , el N ocasionalmente forman iones –3 N-3 , los elementos que están colocados en la parte superior de cada grupo tienen mayor tendencia a formar iones. Especies Isoelèctricas.- Sustancias tales como àtomos, iones o moléculas que tienen el mismo nùmero de electrones se denomina Isolèctricas. Los elementos del grupo IA solo pierden un electrón de valencia. Ejemplo: El Na -1 Na +1 y de esta manera este sodio resultante tiene la misma configuración del Ne 1S2, 2S2, 2P6 Ne y Na son Isoèlectricas. También el Mg2+ , Al3+ , F- , O2- , N3- , son Isoèlectricas con el Ne. Ejercicios: Escribir las fórmulas para los cuatro iones Isolèctricos con el Argòn 3S2, 3P6. S2- , Cl- , K+ , Ca2+ . H 21 Li 1 B 2 C 2.5 N 3 O 3.5 F 4 Na 0.9 Al 1.5 Si 1.8 P 21 S 2.5 Cl 3 K 0.8 Ca 1 Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.8 N 1.8 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2 Se 2.4 Br 2.8 40
  41. 41. UNIDAD IV NOMENCLATURA QUÍMICA NOMENCLATURA QUÍMICA.- Es el conjunto de reglas que se han establecido para designar a los cuerpos, tomando en cuenta la resolución de los congresos Internacionales de Química. Los cuerpos se clasifican de la siguiente manera: 41
  42. 42. Cuerpo Simple.- ES el que esta formado por átomos de la misma clase (metales y no metales), por ejemplo, un pedazo de azufre, una lámina de cobre, etc. Cuerpo Compuesto.- Es aquel que esta formado por átomos de distinta clase (binarios, ternarios y cuaternarios), por ejemplo, agua, gas carbónico, etc. Cuerpos Especiales.- Como su nombre lo indica son cuerpos especiales, ejemplo la fosmamina. Símbolo.- Es una abreviatura que se utiliza para representar a un elemento químico, ejemplo Sodio Na; Azufre S; Calcio Ca, etc. Valencia.- Es la capacidad de combinación de un átomo con otro es decir el número de electrones que acepta, sede o comparte un átomo. La valencia es un número natural no tiene carga eléctrica, no se le puede asignar ningún signo negativo o positivo. NÚMERO DE OXIDACIÓN.- Es la carga que podría estar presente en un átomo, si los electrones de enlace, fuesen designados al átomo más electronegativo. Es decir viene a representar la carga que tendrá un átomo al formar un compuesto (Es decir un número empírico). REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN 1. El número de oxidación de un elemento sin combinarse es cero. 2. El número de oxidación de un ion mono atómico es igual a la carga del ion. 3. El número de oxidación del Hidrógeno se considera igual a 1+, en la combinación con los no metales, y cuando se combina con los elementos más electropositivos que él su número de oxidación es de 1-. 4. El oxígeno en un compuesto se encuentra con número de oxidación de 2- excepto en los peróxidos, superòxidos y cuando se combina con el Fluor. 5. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a cero. 6. En un ion poliatòmico la suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion. CLASIFICACIÓN DE LOS CUERPOS SIMPLES.- Los cuerpos simples o elementos se clasifican en: metaloides o no metales y metales. Clasificación de los Metaloides o No Metales.- Por su valencia los metaloides se clasifican de la siguiente manera:  Metaloides halógenos o monovalentes  Metaloides anfígenos o divalentes  Metaloides nitrogenoides o trivalentes  Metaloides carbonoides o tetravalentes. METALOIDES HALÓGENOS O MONOVALENTES Fluor---------------- F valencia negativa Valencias positivas Cloro----------------Cl -1 +1 +3 +5 +7 Bromo-------------- Br hipo-oso; oso; ico; per-ico 42
  43. 43. Yodo---------------- I METALOIDES ANFÍGENOS O DIVALENTES Oxigeno------------ O Valencia negativa Valencias positivas Azufre-------------- S -2 +2 +4 +6 Selenio--------------Se hipo-oso; oso; ico Teluro-------------- Te METALOIDES NITROGENOIDES O TRIVALENTES Nitrógeno------------- N Valencia negativa Valencias positivas Fósforo--------------- P -3 +3 +5 Arsénico-------------- As oso; ico Antimonio------------ Sb METALOIDES CARBONOIDES O TETRAVALENTES Carbono---------------C Valencia negativa Valencia positiva Silicio----------------- Si -4 +4 Germanio------------- Ge ico CLASIFICACIÓN DE LOS METALES POR SU VALENCIA.- Se clasifican en metales de valencia fija y en metales de valencia variable. METALES DE VALENCIA FIJA Metales Monovalentes +1 Metales Divalentes +2 Litio-----------------------Li Bario--------------------Ba Sodio---------------------Na Berilio----------------- Be Potasio------------------- K Cadmio--------------- Cd Rubidio------------------ Rb Calcio------------------ Ca Cesio--------------------- Cs Radio-------------------Ra Francio------------------- Fr Magnesio------------- Mg Plata---------------------- Ag Estroncio------------- Sr Radical Amonio--------NH4 Zinc-------------------- Zn Metales Trivalentes +3 Metales Tetravalentes +4 Aluminio--------------- Al Hafnio------------------ Hf Bismuto------------------- Bi Iridio------------------- Ir Disprocio----------------- Dy Osmio------------------ Os Erbio---------------------- Er Paladio----------------- Pd Escandio------------------ Sc Platino------------------ Pt Europio------------------- Eu Renio------------------ Re Galio---------------------- Ga Rodio------------------ Rh Gadolinio----------------- Gd Rutenio---------------- Ru Holmio-------------------- Ho Torio------------------- Th Prometio------------------ Pm Zirconio--------------- Zr Indio----------------------- In Ytrio----------------------- Y Yterbio-------------------- Yb Lantano------------------- La 43
  44. 44. Lutecio-------------------- Lu Metales Hexavalentes +6 Neodimio----------------- Nd Molibdeno------------- Mo Samario------------------- Sm Wolframio------------- W Terbio--------------------- Tb Uranio----------------- U Tulio---------------------- Tm METALES DE VALENCIA VARIABLE Estos metales son de la siguiente clase: 1. Metales Monovalentes y Divalentes. 2. Metales Monovalentes y Trivalentes. 3. Metales Divalentes y Trivalentes. 4. Metales Divalentes y Tetravalentes. 5. Metales Trivalentes y Tetravalentes. 6. Metales Trivalentes y Pentavalentes. Metales Monovalentes y Divalentes Metales Monovalentes y Trivalentes Cobre--------- Cu +1 +2 Oro------------Au +1 +3 Mercurio-------Hg oso ico Talio--------- Tl oso ico Metales Divalentes y Trivalentes Metales Divalentes y Tetravalentes Cobalto---------Co +2 +3 Plomo------- Pb +2 +4 Cromo---------- Cr oso ico Estaño------ Sn oso ico Hierro---------- Fe Manganeso---- Mn Níquel---------- Ni Metales Trivalentes y Tetravalentes Metales Trivalentes y Pentavalentes Cerio------------ Ce +3 +4 Niobio----------- Nb +3 +5 Praseodimio---- Pr oso ico Tantalio--------- Ta oso ico Vanadio--------- V CLASES DE CUERPOS COMPUESTOS.- Los cuerpos compuestos son de las siguientes clases: Binarios, Ternarios y Cuaternarios. Compuestos Binarios.- Tienen en su molécula dos clases de átomos, por ejemplo; agua H2O, Amoniaco NH3, etc. Compuestos Ternarios.- Son aquellos que tienen en su molécula tres clases de átomos, por ejemplo, Hidróxido de Sodio NaOH, Àcido Sulfúrico H2SO4, etc. Compuestos Cuaternarios.- Son compuestos que tienen en su molécula cuatro clases de átomos, ejemplo, Carbonato Àcido de sodio NaHCO3, etc. NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS BINARIOS Los compuestos binarios comprenden las siguientes funciones: 1. Función anhídrido u oxido Àcido 2. Función óxido metálico 3. Función Àcido hidrácido 4. Función hidruro metálico 5. Función compuesto especial 6. Función haluro neutro 7. Función compuesto no salino 8. Función aleación binaria 44
  45. 45. 9. Función amalgama binaria FUNCIÓN ANHÍDRIDO U ÓXIDO ÀCIDO.- Los anhídridos resultan de combinar cualquier metaloide con el oxígeno, tomando en cuenta la valencia positiva del metaloide y la negativa –2 del oxígeno. Nota: Para formar los compuestos químicos se intercambian los números y no los signos de la valencia de cada átomo. Nomenclatura de los Anhídridos.- Todos los compuestos químicos tienen nombre genérico y específico. En el presente caso, el genérico es la palabra ANHÍDRIDO, y el específico está representado por el nombre del metaloide más prefijos y sufijos de acuerdo con el grado de oxigenación. Modernamente, según la nomenclatura IUPAC, los anhídridos u óxidos ácidos se nombran tomando encuenta la proporción de metaloide y oxígeno. Ejemplos: +1 -2 F + O = F2O Anhídrido hipofluoroso Monóxido de difluor +3 -2 F + O = F2O3 Anhídrido Fluoroso Tritóxido de difluor +5 -2 F + O = F2O5 Anhídrido Fluòrico Penta óxido de difluor +7 -2 F + O = F2O7 Anhídrido Perfluòrico Heptaòxido de difluor FUNCIÓN OXIDO METÁLICO.-Esta función resulta de combinar cualquier metal con el oxígeno. Tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la negativa –2 del oxígeno. Nomenclatura de los óxidos metálicos.- El genérico es la palabra óxido y el específico es el nombre del metal. Pero cuando se trata de un metal de valencia variada, para designar a los óxidos, se hace terminar el específico en OSO y en ICO respectivamente. Modernamente según la nomenclatura IUPAC, para designar a los óxidos metálicos se toma en cuenta la proporción del metal y del oxígeno que lo forman. Ejemplo: +1 -2 Na + O = NA2O Oxido de sodio Monóxido de disodio +1 -2 Cu + O = Cu2O Oxido Cuproso Monóxido de Cobre I +2 -2 Cu + O = Cu2O2 = CuO Oxido Cùprico Monóxido de Cobre II FUNCIÓN ÀCIDO HIDRÁCIDO.- Resultan de combinar cualquier metaloide monovalente o divalente con el hidrógeno. Tomando en cuenta la valencia negativa del metaloide y la positiva +1 del hidrógeno. Nomenclatura de los ácidos hidrácidos.- El nombre genérico es la palabra ácido, y el específico está representado por el nombre del metaloide contraído y terminado en HÍDRICO. Modernamente según la nomenclatura IUPAC, para designar a los ácidos hidrácidos se indica la proporción de metaloide y de hidrógeno. 45
  46. 46. Ejemplo: +1 -1 H + Cl = HCl Àcido Clorhídrico Cloruro de mono hidrógeno +1 -2 H + S = H2S Àcido Sulfhídrico Sulfuro de di hidrógeno FUNCIÓN HIDRURO METÁLICO.- Son compuestos que resultan de combinar cualquier metal con el hidrógeno, tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la negativa –1 del hidrógeno. Nomenclatura de los hidruros metálicos.-El genérico es la palabra hidruro y el especifico es el nombre del metal, si el metal es de valencia variable el de menor valencia termina en OSO y el de mayor valencia en ICO. Modernamente según IUPAC el genérico esta representado por la palabra hidruro pero con los prefijos mono, di, tri, tetra, etc., y el específico el nombre del metal. Ejemplo: +1 -1 K + H = KH Hidruro de potasio Mono hidruro de potasio +2 -1 Fe + H = FeH2 Hidruro ferroso Di hidruro de Hierro II +3 -1 Fe + H = FeH3 Hidruro fèrrico Tri hidruro de Hierro III FUNCIÓN COMPUESTO ESPECIAL.- Resulta de combinar cualquier metaloide trivalente o tetravalente con el hidrógeno, participando la valencia negativa del metaloide y la positiva de +1 del hidrógeno. Nomenclatura de los compuestos especiales.-Tienen nombres especiales el genérico es la palabra del metaloide terminado en INA y ANO. Modernamente según IUPAC, el genérico está representado por el metaloide terminado en uro y el específico la palabra hidrógeno. Ejemplo: -3 +1 N + H = NH3 Amoniaco Nitruro de hidrógeno -4 +1 C + H = CH4 Metano Carburo de hidrógeno FUNCIÓN HALURO NEUTRO O SAL HALÓGENA NEUTRA.- Esta función resulta de combinar cualquier metaloide monovalente o divalente con un metal, se toma en cuenta la valencia negativa del metaloide y la positiva del metal. Nomenclatura de los haluros neutros.-El genérico esta representado por el nombre del metaloide terminado en URO y el específico es el nombre del metal que forma la sal. Según la nomenclatura IUPAC, para nombrar a las sales halógenas neutras se toma en cuenta la proporción del metal y metaloide. Ejemplo: -1 +2 Br + Ca = CaBr2 Bromuro de calcio di bromuro de calcio 46
  47. 47. -2 +3 I + Au = Au2I3 Ioduro Àurico Tri yoduro Áurico -2 +1 Se + Cu = Cu2Se Selenuro Cuproso Selenuro cuproso FUNCIÓN COMPUESTO NO SALINO.-Se obtiene a través de los siguientes procedimientos: 1. Combinando un metaloide trivalente o tetravalente con un metal. Ejemplo: -3 +2 N + Ba = Ba3N2 Nitruro de Bario Di nitruro de tri bario 3. Combinando dos metaloides entre si. Ejemplo: -1 +1 Cl + I = ICl Cloruro de Yodo Mono cloruro de Yodo Nomenclatura de los compuestos No Salinos.-Cuando se combina un metaloide con un metal, el genérico está dado por el nombre del metaloide terminado en URO, y el específico en el nombre del metal, sí el metal es de valencia variable el de menor valencia termina en OSO y el de mayor valencia termina en ICO. Cuando se combinan dos metaloides entre si, el genérico está representado por el nombre del metaloide más electronegativo terminado en URO, y el específico está dado por el nombre del metaloide más electropositivo. FUNCIÓN ALEACIÓN BINARIA.-Esta función se obtiene al combinar o mezclar dos metales entre sí, tomando en cuenta la representación de porcentajes. Nomenclatura de las Aleaciones Binarias.- El genérico es la palabra aleación y el específico está representado por el nombre de los dos metales. Ejemplo: El Latón que es una aleación de Cobre y Zinc, cuyos porcentajes pueden ser los siguientes: Cu 65% o también Cu 75% Zn 35% Zn 25% FUNCIÓN AMALGAMA BINARIA.- Las amalgamas binarias son compuestos que resultan de combinar o mezclar un metal con el mercurio, tomando en cuenta los porcentajes. Nomenclatura de las amalgamas binarias.-El genérico es la palabra amalgama y el específico es el nombre del metal que se combina con el mercurio. Ejemplo: Amalgama de Oro Au 95% Hg. 5% NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS TERNARIOS Son compuestos que tienen en su estructura molecular tres clases de átomos, cuya clasificación es la siguiente: 47
  48. 48. 1. Función ácido oxácido u oxisal de hidrógeno. 2. Función base o hidróxido metálico. 3. Función oxisal neutra. 4. Función haluro ácido. 5. Función sulfoacido. 6. Función seleniacido. 7. Función teluriacido. 8. Función haluro doble. 9. Función haluro mixto. 10. Funciòn sulfosal neutra. 11. Funciòn selenisal neutra. 12. Funciòn Telurisal neutra. 13. Función aleación ternaria. 14. Función amalgama ternaria. FUNCIÓN ÀCIDO OXÁCIDO U OXISAL DE HIDRÓGENO.- esta función resulta de combinar un anhídrido con el agua. Nomenclatura de los ácidos oxácidos u oxisal de hidrógeno.- El nombre genérico es la palabra ácido y el específico es el nombre del anhídrido con prefijos y sufijos terminados en : HIPO-OSO; OSO; ICO; PER-ICO. Ejemplo: Br2O + H2O = H2Br2O2 = HBrO Àcido hipo bromoso Br2O3 + H2O = H2Br2O4 = HBrO2 Àcido bromoso Br2O5 + H2O = H2Br2O6 = HBrO3 Acido brómico Br2O7 + H2O = H2Br2O8 = HBrO4 Àcido per brómico CASOS ESPECIALES DE ÁCIDOS OXÁCIDOS PARA EL FÓSFORO ARSÉNICO Y ANTIMONIO.-Los anhídridos del Fósforo, Arsénico y Antimonio, forman cada uno de ellos tres clases de ácidos según se hayan combinado con una ,dos y tres moléculas de agua respectivamente. Nomenclatura de estos compuestos.- Cuando el anhídrido se combina con una molécula de agua, al nombre específico del ácido se asigna el prefijo META. Sí son dos las moléculas de agua se asigna el prefijo PIRO, y si son con tres moléculas de agua se asigna el prefijo ORTO. Ejemplo: P2O3 + H2O = H2P2O4 = HPO2 Acido meta fosforoso P2O5 + H2O = H2P2O6 = HPO3 Acido meta fosfòrico P2O3 + 2H2O = H4P2O5 Àcido piro fosforoso P2O5 + 2H2O = H4P2O7 Àcido piro fosfòrico P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3 Àcido orto fosforoso P2O5 + 3H2O = H6P2O8 = H3PO4 Àcido orto fosfòrico RADICALES HALOGÈNICOS.- son radicales que resultan de eliminar los hidrógenos a un ácido oxácido. Tienen valencia negativa igual al número de hidrógenos suprimidos. Nomenclatura de los radicales halogènicos.-El genérico es la palabra radical, y el especìfico es el nombre del metaloide con prefijos y sufijos cambiando la terminación OSO por ITO e ICO por ATO. De la siguiente manera HIPO-OSO = HIPO-ITO y para el caso de OSO=ITO, para ICO=ATO; y para PER- ICO=PER-ATO. Ejemplo HCLO Àcido Hipo-cloroso CLO’ Radical Hipo-clorito H2SO4 Àcido Sulfúrico SO4” Radical Sulfato 48
  49. 49. FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO METÁLICO.- Esta función se obtiene intercambiando valencias entre un metal y el oxidrilo OH que es monovalente negativo. Nomenclatura de las bases o hidróxidos metálicos.- El genérico es la palabra hidróxido y el especifico es el nombre del metal, si es de valencia variable el de menor se le denomina con la terminación OSO y el mayor valencia con la terminación ICO. Ejemplo: +3 -1 Al + OH = Al (OH)3 Hidróxido de aluminio +2 -1 Fe + OH = Fe (OH)2 Hidróxido ferroso +3 -1 Fe + OH = Fe (OH)3 Hidróxido fèrrico FUNCIÓN OXISAL NEUTRA.- Esta función se obtiene a través de los siguientes procedimientos. 1. Intercambia valencias entre el radical halogènico de un ácido oxácido y un metal. Ejemplo: -1 +2 2ClO + Ca = Ca (ClO)2 Hipo clorito de calcio 2. Desplazando los hidrógenos de un ácido oxácido por intermedio de un metal. En este proceso, además de la oxisal neutra, se desprende hidrógeno molecular H2. Ejemplo: 3H4P2O7 + 4Bi = Bi4 (P2O7)3 + 6H2 Piro fosfato de bismuto Nomenclatura de la función oxisal neutra.- El genérico esta representado por el nombre del ácido, pero cambiando la terminación OSO por ITO e ICO por ATO y el especifico es el nombre del metal. FUNCIÓN HALURO ÀCIDO.-Los haluros ácidos sales halógenas ácidas, resultan de sustituir parcialmente los hidrógenos de un ácido hidrácido por un metal. Nomenclatura de los Haluros Ácidos.- Se intercala entre el genérico y el especìfico de la sal, la palabra ÁCIDO. Ejemplo: H S + K = KHS Sulfuro ácido de potasio H FUNCIONES SULFOÀCIDO, SELENIÀCIDO Y TELURIÀCIDO.- Son compuestos que resultan de sustituir el oxígeno de un ácido oxácido por un átomo de Azufre, Selenio y Teluro respectivamente. 49
  50. 50. Nomenclatura.- El genérico es la palabra ácido y el especìfico es el mismo nombre del anhídrido, anteponiéndole el prefijo SULFO, SELENI, y TELURI, según la sustitución que se haya realizado. Ejemplo: HNO2 Àcido nitroso HNS2 Àcido sulfo-nitroso H3PO4 Àcido orto- fosfòrico H3PTe4 Àcido teluri orto-fosfòrico FUNCIÓN HALURO DOBLE.-Son compuestos que resultan de sumar dos sales halógenas neutras que tengan el mismo metaloide pero distinto metal. Nomenclatura.- Se utiliza la misma nomenclatura de los haluros neutros pero en este caso se intercala entre el genérico y el especìfico de la sal la palabra DOBLE. Ejemplo: NaCl + KCl = NaCl2K Cloruro doble de potasio y sodio Cu2S + Au2S3 = Cu2S4Au2 Sulfuro doble cuproso y aùrico FUNCIÓN HALURO MIXTO.-Los haluros mixtos o sales halógenas mixtas son compuestos que resultan de sumar dos sales halógenas neutras que tengan el mismo metal pero distinto metaloide. Nomenclatura.-El genérico esta representado por el nombre del no metal más electronegativo y por el no metal más electropositivo, pero haciendo terminar en URO solamente al segundo, y el especìfico es el nombre del metal. Ejemplo: ZnBr2 + ZnS = Zn2Br2S Bromuro-sulfuro de Zinc BiI3 + Bi2S3 = Bi3I3S3 = BiIS Yodo –sulfuro de bismuto FUNCIONES SULFOSAL, SELENISAL Y TELURISAL NEUTRA.- Son compuestos que resultan de sustituir el oxígeno de una oxisal neutras por el Azufre, Selenio y Teluro. Nomenclatura.-Estas sales se designan en la misma forma que las oxisales neutras es decir cambiando la terminación OSO por ITO e ICO por ATO, pero anteponiendo el genérico de la sal las palabras SULFO, SELENI y TELURI, ya que el especìfico es el nombre del metal. Ejemplo: Na2CO3 Carbonato de sodio Na2CS3 Sulfocarbonato de sodio Bi2 (CO3)3 Carbonato de Bismuto Bi2 (CTe3)3 Teluri carbonato de bismuto KSiO3 Silicato de potasio KSiSe3 Seleni-silicato de potasio FUNCIÓN ALEACIÓN TERNARIA.-Resultan de combinar o mezclar tres metales entre sí, valiéndose para ello de los respectivos porcentajes. Nomenclatura.- El genérico es la palabra aleación y el especìfico está representado por el nombre de los tres metales que se han combinado o mezclado. Ejemplo: Aleación de Cobre, Zinc y Níquel o Alpaca. Cu 50% Zn 25% Ni 25% 50
  51. 51. FUNCIÓN AMALGAMA TERNARIA.- Es una combinación o mezcla de dos metales con el mercurio, tomando en cuenta los respectivos porcentajes. Nomenclatura.- El genérico es la palabra amalgama y el especìfico está dado por el nombre de los dos metales que se han combinado o mezclado con el mercurio. Ejemplo: Amalgama de Cobre y Estaño Hg 90% Cu 5% Sn 5% UNIDAD V ENLACES QUÍMICOS GENERALIDADES.- En los capítulos anteriores se consideró qué es la energía y como se mide, cual es la estructura del átomo que forma la materia y como se relaciona con el orden de elementos en la tabla periódica y como escribir correctamente nombres y formulas de los compuestos formados al combinarse los átomos, con estos antecedentes se tomará en cuenta los dos tipos de enlaces más conocidos e importantes como son: 51
  52. 52. 1. El enlace químico Iónico o electrovalente. 2. El enlace químico covalente. Posteriormente se indicará enlaces como: 1. Enlace metálico. 2. Enlaces molecular. 3. Enlace de hidrógeno. 4. Fuerzas de Wal-Wals. Estos últimos tipos de enlaces presentan su importancia al considerar los estados de la materia y cambios de estado. Cabe recordar que en la formación de un compuesto químico ocurre un cambio químico, en el cual el compuesto formado presenta propiedades Físico-Químicas diferentes a los átomos que los han formado, esta situación se presenta tanto en el ENLACE IÓNICO como en el ENLACE COVALENTE. El objetivo de la combinación química de los elementos para obtener un compuesto químico es alcanzar un estado de máxima estabilidad electrónica, es decir alcanzar un nivel de energía más bajo, en este ámbito de mecanismos de combinación química están directamente relacionados con los denominados LIGAMENTOS o ENLACES QUÍMICOS que une a sus átomos. REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS.- El término valencia se utiliza de manera común para tratar los enlaces Iónicos y los enlaces Covalentes. La valencia de un elemento se mide por la capacidad que tiene de formar enlaces Químicos. Originalmente se determinó por el número de átomos de Hidrógeno con los cuales ese elemento se combinaba, así la valencia del Oxígeno es 2 en el H2O, en el CH4 la valencia del carbono es 4. Al referirnos a los electrones de valencia que toman parte en los enlaces químicos. Estos electrones son los que se encuentran en la capa electrónica más externa del átomo. Los electrones de valencia que se los representa por el símbolo electrón punto se lo conoce como el símbolo de LEWIS o estructura de LEWIS constituyen una manera simple y conveniente de mostrar los electrones de valencia de los átomos y tenerlos presentes en el curso de la formación de los enlaces. Ejemplo: Li · · Be · · B · · C · · N · · O · · F · · Ne · La forma en que los átomos ganan, pierden o comparten electrones con frecuencia pueden verse como un intento por parte de los átomos para tener el mismo número de electrones que los gases nobles que se encuentran cercanos a ellos en la tabla periódica, ya que los gases nobles tienen una distribución electrónica muy estable manifestada por su energía de ionizaciòn alta, por su baja afinidad por los electrones y por la carencia de reactividad química. Debido a que los gases nobles (Excepto el Helio) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos sometidos a reacciones también terminan con ocho electrones de valencia esto a dado lugar a lo que se conoce como REGLA DEL OCTETO. Sin embargo la Regla del Octeto ofrece una forma útil para introducir algunos conceptos importantes acerca de los enlaces. REGLAS PARA UTILIZAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS 52
  53. 53. 1. Ordenar los átomos de la forma más probable, a partir de la fórmula del compuesto, por ejemplo CO2 (dióxido de carbono), el carbón esta en medio de los dos átomos de oxígeno a su alrededor, en el SO3 (óxido de Azufre) el Azufre es el átomo central y así sucesivamente. En los oxácidos todos los Hidrógenos reemplazables están conectados a los átomos de Oxígeno por ejemplo el Àcido Cloroso HClO2. 2. Cuente y utilice el número total de electrones de valencia, ni más ni menos. 3. Coloque un par de electrones entre cada dos átomos y organice los otros electrones en pares alrededor de los átomos en tal forma que se obtenga 8 electrones alrededor de cada átomo excepto en el hidrógeno que tiene tan solo dos electrones. 4. Re ordene los pares de electrones si es necesario, colocando un enlace doble o un triple para distribuir 8 electrones alrededor de cada átomo, excepto en el Hidrógeno, ejemplo H2O el arreglo u orden posible es H-O-H colocando dos electrones entre cada dos átomos da H: O: H colocando los 4 electrones de valencia restante a partir del total de electrones de valencia tenemos 6+1+1=8, alrededor del Oxígeno da lo siguiente: H: O: H Esto proporciona al átomo de oxígeno 8 electrones a su alrededor, a cada Hidrógeno 2 electrones y a todos los 8 electrones de valencia se han tomado en cuenta, por lo tanto esto debe ser la estructura de LEWIS correcta. ENLACE IÓNICO FORMACIÓN Y ESTRUCTURA DE COMPUESTOS El enlace Iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Se origina así un ion positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a una atracción electroestática. Debido a la naturaleza de este tipo de enlace, los inoes formados no constituyen una molécula de uno o más iones negativos o positivos. En cambio cada ion positivo está rodeado por iones negativos y viceversa. Así por ejemplo si el metal Sodio entra en contacto con el gas Cloro, se provoca una reacción violenta que es una sustancia compuesta con el Iòn Na+ Cl+ esto quiere decir que el átomo de Sodio a perdido un electrón y hacido ganado por el átomo de Cloro, de la siguiente manera: 2Na(S) + Cl2 2NaCl(S) Representado esto por la estructura de LEWIS tenemos a los Bromuros Br- , Yoduros I- , Sulfitos SO2- , Nitratos NO3- , Fosfatos PO43- , etc. Ejemplos de enlaces Iónicos: NaCl, CaCl2, KNO3, etc. Para el KCl tenemos lo siguiente: K 1 e- val. K. Cl 7 e- Val. : Cl: Cambio químico K. + .Cl: K: Cl: Enlace KCl K+ Cl- At. At. De tipo Iònico Sal Iónica 53
  54. 54. Compuesto intrínsicamente formado por iones K+ Cl- ENLACE COVALENTE: SIMPLE, DOBLE, TRIPLE, POLAR, NO POLAR Y COORDINADO El enlace covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones entre sí, los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos es decir con los no metales. En el enlace covalente debemos tener en cuenta lo siguiente: 1. El orbital que ocupa el par de electrones. 2. Como está ordenado o colocado el par de electrones. 3. si hay múltiple (2 o 3), entre los átomos. 4. Si hay pares no enlasantes o pares solos de electrones. 5. S i el enlace formado es polar o no polar. En muchos compuestos covalentes cada átomo suministra un electrón para la formación de un enlace. LA LONGITUD DE ENLACE o sea la distancia entre los dos núcleos que forman el enlace, es, más corta en un enlace doble que en un enlace simple y màs corta en un enlace triple que en un doble. SU ENERGÍA DE ENLACE que es la cantidad de energía necesaria para romper el enlace, es mayor para el enlace triple y menor para un enlace simple. El número máximo de enlaces que puden formarse entre dos átomos es tres. En la formación de estos enlaces covalentes, el nuevo orbital formado a menudo se denomina ORBITAL MOLECULAR, considerando la formación de enlaces covalentes por superposición de orbitales, debemos recordar tres aspectos: 1. El nuevo orbital está formado por la superposición de orbitales atómicos de diferentes átomos. 2. Los electrones ocupan los nuevos orbitales en pares. 3. Solamente los electrones de valencia están enlazados muy fuertemente a su propio átomo para ser usado en la formación de enlaces. 4. Ejemplos de enlaces covalentes: HCl, F2, NH3, O2, etc. Enlace Covalente Simple.- Se denomina enlace covalente simple cuando dos àtomos comparten un par de electrones. Ejemplo: HCl H. .Cl: H: Cl: HCl Compuesto covalente At. At. 1 enlace H-Cl Molecular Comparte e- covalente simple Enlace Covalente Doble.- Si dos pares de electrones son compartidos entre dos átomos, se denominan enlaces dobles. Ejemplo: O2 . . : O: +: O: : O = O: 1 enlace covalente doble 54
  55. 55. Enlace Covalente Triple.-Si tres pares de electrones comparten entre dos átomos se denomina enlace triple. Ejemplo: N2 : N. + . N: : N = N : 1 enlace covalente triple Enlace Covalente Polar.- En este tipo de enlace los átomos que forman parte del enlace covalente, es decir átomos que comparten un par de electrones de diferente afinidad electrónica, se produce un desequilibrio de la carga eléctrica, hacia el átomo màs electronegativo, en este caso la diferencia de electronegatividad es diferente de cero, esto quiere decir que existe un desequilibrio de electrones, de esta manera tenemos un enlace covalente polar. Ejemplo: HNO3, HCl, etc. H. + .Cl: H: Cl: enlace H-Cl tipo covalente polar At. At. Enlace Covalente No Polar.- En este tipo de enlace los dos átomos que forman parte de un enlace covalente, es decir átomos que comparten en el enlace una o màs parejas de electrones tienen idéntica afinidad electrónica, y su diferencia de electronegatividad es cero, no se produce desplazamiento alguno hacia los centros de carga positiva ni a la carga negativa se conoce como enlace covalente no polar, así tenemos: O2, H2, N2, etc. Ejemplo: H2 H. + .H H-H compuesto molecular de naturaleza Covalente no polar. Enlace Covalente Coordinado.- En este tipo de enlace un solo átomo forma parte del enlace formado, aporta individualmente dos o màs parejas de electrones en la formación de dicho enlace, asì tenemos: H2SO4, HClO4, H3PO4, etc. Ejemplo: H2SO4 ESTRUCTURAS DE RESONANCIA.- Algunas veces sucede que una estructura de Lewis simple es inadecuada para representar una, molécula en particular, pero que un promedio de dos o màs estructuras de Lewis forman una representación satisfactoria. En estos casos, la estructura de Lewis se conoce como forma de resonancia por ejemplo: el Ozono. O 55
  56. 56. O3 O O curvas con distancias similares O - O El oxígeno contribuye con seis electrones a la capa de valencia por tanto la molécula de ozono tiene 18 electrones en dicha capa al escribir la estructura de Lewis encontramos que podemos tener dobles enlaces para formar octetos de electrones alrededor de cada átomo. O : O : : O : Pero esta estructura no puede ser correcta por si misma, pues necesita que el enlace O-O sea diferente el uno del otro lo cual es lo contrario a lo que se observa en la estructura. Sin embargo, al dibujar la estructura de Lewis podríamos facilitar el procedimiento colocando un enlace O-O al lado izquierdo. O O O Las dos alternativas de la estructura de Lewis para el caso del Ozono son equivalentes excepto por la colocación de los electrones. O O O O O O Para describir una forma adecuada a la estructura del Ozono, escribimos ambas estructuras de Lewis e indicamos que la estructura real escrita es el promedio entre las dos estructuras sugeridas por las formas de resonancia. Las flechas de doble dirección se utiliza para indicar que la estructura se encuentra como formas de resonancia, una regla que podría aplicarse para escribir las formas de resonancia es que la distribución de los núcleos debe ser el mismo en cada estructura, y las diferencias existan únicamente en la distribución de los electrones, ejemplo: Para el Ion NO3- (Ion Nitrato) es el ejemplo más común de resonancia. - - - O O O N N N O O O O O O Ejercicio: Describir la molécula de ClO2 en términos de tres posibles resonancias donde las distancias Cl-O son iguales. 56
  57. 57. MOLÉCULAS SIN EL OCTETO DE ELECTRONES.- Hay unas pocas moléculas que no pueden ser representadas, por la estructura de Lewis es decir no se ajustan a la regla del Octeto ya que su situación que tiene que ver con la combinación química involucra condiciones especiales de reacción en este contexto los casos más particulares más representativos son los siguientes: Moléculas como NO2, NO, tienen electrones impares y sus enlaces formados pueden ser explicados con la teoría del orbital molecular. Molécula BF3 representa solamente enlaces covalentes simples del tipo B-F. F F F B F B F F Realizar los siguientes ejercicios: PCl5, XeF4, Etc. ENLACE DE HIDRÓGENO.- Debido a que ciertas moléculas poseen la denominada polaridad eléctrica, es decir son moléculas que presentan un polo positivo y otro negativo se produce una atracción de cargas opuestas entre moléculas distintas, dando origen al enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno. Nota: Para mantener agua líquida en un sistema a presión y temperaturas normales se forman conglomerados de 5, 6, 7 o más moléculas de agua unidas mediante enlace o puentes de hidrógeno, ejemplo: H2O, NH3. H O H O H H H-O.....H-O.....H-O......H-O.....H-O.....H-O.....H-O.... H H H H H H H ENLACE METÀLICO.- Se conoce como enlace metálico a la principal fuerza que mantiene unido los átomos de un elemento metálico especialmente cuando se encuentran en estado sólido , en estas condiciones el enlace se produce cuando àtomos de un metal contribuyen con ns electrones de valencia a formar la nube electrónica del enlace covalente de resonancia del enlace total. Na(S), Mg(S). Solo metales. Na. + . Na Na: Na Un enlace Na-Na Metàlico TIPOS DE ENLACES COVALENTES SIGMA (σ) Y PI (π).- Existen dos tipos de enlaces covalentes que se deben considerar, asì tenemos: 57 B es el átomo central que no cumple la regla del Octeto Tenemos tres enlaces covalentes B-F simples H2O (L) compuesto covalente de naturaleza polar. 2- enlaces H-O covalentes simples. Enlace de Hidrógeno o puente de Hidrógeno

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