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  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. . 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. -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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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
  • 58. Enlaces Sigma (σ ).- ES el primer enlace formado por dos àtomos de un compuesto covalente el mismo que se obtiene por la superposición directa o frontal de los orbitales S o del orbital Px, en estas condiciones el enlace formado es un enlace muy fuerte y es el que determina la formula de la molécula. Ejemplo de enlace sigma: a. Un enlace fuerte que se forma durante la obtención de un compuesto de covalencia. b. Un enlace sigma de los orbítales Px que se forman por superposición directa. Enlace Pi (π ).- Se forma después del enlace sigma, es decir, representa el Segundo o tercer enlace formado entre dos àtomos, se obtiene por la superposición lateral de los orbitales Py, o Pz. ( En algunos casos de orbitales P y D ). Es un enlace más débil qué el enlace sigma puesto que hay un plano nodal (la probabilidad de densidad electrónica es cero), a lo largo del eje Inter Nuclear. Su representación general corresponde a lo siguiente: Ejemplo de enlace Pi 58
  • 59. c. Enlace Pi entre los orbítales Py más débil frente al enlace sigma 2do y 3er enlace en formarse luego del enlace sigma. Ejemplo del enlace Sigma y Pi para la molécula de O2. Ejemplo de enlace Sigma y Pi para la molécula de N2. 59
  • 60. 60
  • 61. UNIDAD VI ESTEQUIOMETRIA DEFINICIÓN. La estequiometria se refiere a las relaciones cuantitativas de las combinaciones Químicas, determinadas a partir de una fórmula de un compuesto o a partir de una ecuación Química balanceada. Primero se verá Peso Atómico y Peso Fórmula o Molecular para calcular las cantidades equivalente de fórmulas Químicas luego se utilizará los coeficientes en ecuaciones Químicas balanceadas para realizar cálculos estequimétricos que comprende la relación masa o peso a partir de la ecuación balanceada. Porcentaje de composición de los compuestos: El porcentaje se define como partes por ciento o una fracción de cien, por ejemplo si un compuesto contiene 15gr de Oxígeno en 100gr del compuesto, la sustancia contiene 15% de Oxígeno por masa. En general, el porcentaje significa masa si no se especifica otras unidades, como porcentaje de volumen, cualquier tipo de unidad de masa puede utilizarse para calcular porcentaje de composición de un compuesto se puede utilizar unidades relativas de masa atómica (u.m.a) u otras unidades de masa como gramos. Peso fórmula. Es igual a una suma de números, cada una de las cuales es el producto del peso atómico de uno de los elementos que forman el compuesto por el número de átomos de tal elemento indicado en la fórmula y puede venir dada en unidades gramo por peso- fórmula o se utiliza las unidades relativas (u.m.a). Ejercios de aplicación: 1. Calcular el peso fórmula y el porcentaje de Hidrógeno y oxígeno en el agua (H2O). H--- Peso atomico es (1 u.m.a X 2) + O--- (16 u.m.a X 1) = 18 u.m.a que sería el peso fórmula del agua. Y podemos decir 1mol H2O hay 18 u.m.a o 18 gr de H2O Ahora se determina el % de H y O presentes en la molécula del Agua (H2O) % H = 2.0 u.m.a X 100% = 11% H 18 u.m.a % O = 16.0 u.m.a X 100% = 89% O 18 u.m.a 100% Mol o Mole. Es una unidad colectiva con el fin de buscar una mayor facilidad cuando tenemos que trabajar con números demasiado grandes. Se define “cantidad en gramos 61
  • 62. de una sustancia que contiene el mismo número de partículas que los átomos contenidos en 12 gramos de carbono”. Se tomara esta base (C-12) porque “el peso atómico de cualquier elemento es numéricamente igual al peso de un mol del elemento” ejemplo el peso atómico del Azufre es 32.064 u.m.a, y el peso de un mol de Azufre es 32.064gr. El número de átomos y moléculas que se encuentran en una mol de cualquier elemento o compuesto, se determinó experimentalmente y se conoce como “Número de AVOGADRO” y equivale a 6.023 X 1023 por lo tanto en una mol hay 6.023 X 1023 átomos o moléculas. N0 = 6.023 X 1023 átomos/mol Para determinar el mol o moléculas gramos de un compuesto se utiliza solo el peso atómico. Mol o molécula gramo. Es el peso molecular de un compuesto expresado en gramos sobre mol (gr/mol). Ejercicio de aplicación. Determinar el mol o molécula gramo del H2O H = 1 X 2 = 2 O = 16 X 1= 16 Mol = 18gr/mol de H2O Mol – Libra. Es el peso molecular de un compuesto expresado en libras sobre mol. Ejercicio de aplicación. Determinar el mol libra del H2O. H = 1 X 2 = 2 O = 16 X 1= 16 Mol = 18Libras/mol de H2O Mol – Kilogramo. Es el peso molecular de un compuesto expresado en Kilogramos sobre Mol. Ejercicio de Aplicación: Determinar la Mol-Kilogramo de H2O. H = 1 X 2 = 2 O = 16 X 1= 16 Mol = 18Kilogramos/mol de H2O CALCULOS BASADOS EN ECUACIONES BALANCEADAS Ecuación Química. Es la representación por medio de símbolos y de fórmulas de cada una de las sustancias que intervienen en una reacción. Reacción Química. Es la interacción de dos o más sustancias para formar otra u otras con características diferentes a las iniciales. 62
  • 63. Elementos de una reacción Química. En toda reacción Química existen dos partes. Los Reactantes y los Resultantes o Productos. Los Reactantes. Son sustancias que intervienen en la reacción, constituyen el primer miembro de la ecuación y se lo ubica a la izquierda del signo igual, de la fecha de una dirección o de la flecha de doble dirección. Los resultantes o Productos. Son los productos que forman de la unión de dos sustancias, y se colocan a la derecha del signo igual, de la flecha de una dirección o de la flecha de doble dirección. Ejemplo: Reactantes Reacción Química Producto o resultante Transformación HCl + KOH = H2O + KCl Reactantes Resultantes CLASIFICACIÓN DE LAS REACIONES QUIMICAS Para la clasificación de las Reacciones Químicas hay que tomar en cuenta lo siguiente: 1. Se escribe correctamente la fórmula para los reaccionantes. 2. Clasificar el tipo de Reacción y sus Productos. 3. Escribir correctamente las fórmulas de los Productos. 4. Ajustar o balancear la Ecuación. Cumplido estos requisitos las Reacciones Químicas se clasifican de la siguiente manera: 1. Reacción de Combinación. Es la unión de dos o más sustancias simples o compuestas para formar una tercera distinta a las que se unieron, hay varios tipos de reacciones de combinación y son las siguientes: 1.- Metal + No Metal = Compuesto binario (óxidos, sulfuros, haluros, etc.) Ejemplo: 4Al(S) + 3O2 (g) = 2Al2O3 (S) 2.- No Metal + Oxígeno = Anhidrido Ejemplo: 2C (g) + O2 (g) T0 = 2CO (g) 63
  • 64. 3.- Oxido de Metal + H2O = Hidróxido de Metal (base) Ejemplo: CaO (g) + H2O (l) = Ca (OH)2 (ac) 4.- Anhidrido + Agua = Oxácido Ejemplo: SO2 (g) + H2O (l) = H2SO3 (ac). 5.- Oxido de Metal + Anhidrido = Sal Ejemplo: CaO (g) + SO2 (g) = CaSO3 (s) 2. Reacciones de Descomposición. Son aquellas reacciones Químicas en las cuales de una sustancia compuesta por la acción de diferentes factores como luz, calor, electricidad etc. Pueden descomponerse en dos o más sustancias simples, las hay de varios tipos y se considerará las siguientes: 1.- Hidratos. Cuando se calientan se descomponen para dar lugar agua y sal anhídrido. Ejemplo: CaCO3 + Calor = CaO + CO2 2. Cloratos. Cuando se calienta se descompone dando cloruros más Oxígeno. Ejemplo: 2KClO3 + calor =2 K Cl + 3O2 3. Óxidos de Metales. Muy pocos metales se descomponen al calentar dando lugar al metal libre y el oxígeno. Ejemplo: 2HgO (s) + Calor = 2Hg (l) + O2 (g) 4. Carbonatos. Se descomponen al calentarlos dando óxidos y CO2. Ejemplo: CaCO3 + calor = CaO (s) + CO2 (g) 5. Bicarbonatos. Se calientan y se descomponen para formar un ácido más agua y CO2. Ejemplo: Ca (HCO3) (s) + calor = CaO (s) + H2O (g) + 2CO2 64
  • 65. 6. Agua. Se descompone en H y O por medio de corriente eléctrica. Ejemplo: 2H2O (g) + corriente eléctrica = 2H2 (g) + O2 (g) 3.- Reacción de Desplazamiento. Llamadas también de simple sustitución son aquellas en las que existe un remplazo de uno o más átomos reactantes por otro, o cuando un metal remplaza a otro ión metálico en una solución, para realizar esto el metal libre debe ser más activo que el metal que está en solución. Los metales pueden ser ordenados en series llamadas Series Electromotivas o series de actividad. Veremos que el Hidrógeno está incluido aunque no es un metal. Y cuando se utiliza esta serie cualquier metal libre colocado en la parte alta en la lista de desplazamiento de la solución a cualquier metal que esté en una posición más baja. Además cualquier metal situado por encima del Hidrógeno en la serie de actividad desplazará al hidrógeno en un ácido. Series Electromotivas Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au Ejemplo: Fe (s) + CuSO4 (ac) = FeSO4 (ac) + Cu (s) 65
  • 66. Para los halógenos la serie será: F – Cl- Br – I. Así el cloro libre desplazará al bromo de un compuesto y así sucesivamente en consecuencia la actividad de los no metales es la habilidad de ganar electrones y formar iones negativos mientras que la actividad de los metales está relacionada con su tendencia de perder electrones para formar iones positivos. Ejemplo: Cl2 (g) + 2NaBr (ac) = 2NaCl (ac) + Br2 (ac) 4.- Reacciones de Metátesis o de doble Desplazamiento. Son aquellas reacciones en las cuales dos sustancias al reaccionar entre sí intercambian sus elementos obteniéndose compuestos Químicamente análogos o reaccionan dos compuestos para dar dos nuevos compuestos. Y en muchas de las reacciones forman sustancias insolubles al intercambiar sus iones los iones positivos intercambian compañeros con los iones negativos para formar nuevos compuestos. Así tenemos las siguientes clases: 1. Solubles. Compuestos de los metales IA, Compuestos de NH4+ , nitratos, acetatos, cloruros excepto el AgCl, PbCl2, H2Cl2 y la mayoría de sulfatos excepto los sulfatos de Ca2+ , Ba2+ , y el Pb2+ . 2. Insolubles. Óxidos, hidróxidos, carbonatos, fosfatos, excepto para aquellos metales del grupo IA y el amonio, sulfuros excepto aquellos del IA y elementos del IIA y el amonio. Ejemplo: AgNO3 (ac) + HCl (ac) = AgCl (s) + HNO3 (ac) 5.- Reacciones de Neutralización. En una reacción de Neutralización un ácido u un óxido ácido reaccionan con una base u óxido básico. En la reacción se forma sal y en la mayoría de los casos se forma agua. Se considerará los siguientes tipos de reacciones de Neutralización: 1. Acido + Base = Agua + Sal Ejemplo: HCl (ac) + NaOH (ac) = H2O (l) + NaCl (ac) 2. Oxido de Metal + Acido Hidrácido Ejemplo: CaO (s) + 2HCl (ac) = H2O (l) + CaCl2 (ac) 3. Anhidrido + Base = Sal + Agua 66
  • 67. Ejemplo: SO2 (g) + 2NaOH (ac) = H2O (l) + Na2SO3 (ac) 4. Oxido Básico + Anhidrido = Sal Ejemplo: MgO (s) + SO3 (g) = MgSO4 (s) 5. Amoniaco + Acido = Sal Amoniacal Ejemplo: NH3 (g) + HCl (g) = NH4Cl (s) FACTORES QUE MODIFICAN LAS REACCIONES QUIMICAS Toda reacción Química reviste un proceso de transformación de materia, este cambio puede ocurrir normalmente, pero puede haber modificaciones debido a determinados factores entre los cuales tenemos los siguientes: 1. Naturaleza y estado de los reactantes 2. Temperatura y Presión 3. Concentración de Reactantes 4. Utilización de Catalizadores OXIDACIÓN - REDUCCION O IGUALACIÓN DE ECUACIONES Reacción Redox.- Es el aumento y disminución simultanea de valencia de uno o más átomos. Redox es la abreviatura de Reducción y Oxidación. Escala de Oxidación y Reducción.- Es una representación ordenada de números en orden ascendente y descendente, que permite extraer los conceptos de Oxidación y Reducción. Esta Escala es la siguiente: OXIDACION 7- 6- 5- 4- 3- 2- 1- 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 REDUCCION De acuerdo con la Escala anterior todo cambio de valencia que va de Izquierda a Derecha 67
  • 68. se llama Oxidación, y en sentido contrario o sea de Derecha a Izquierda se llama Reducción. Oxidación.- Es el aumento de Valencia. Así por ejemplo en la escala anterior de -7 a +7 hay un aumento de valencia en 14; en la misma Escala de -7 a +2 hay un aumento de valencia en 9 etc. Reducción.- Es la disminución o pérdida de valencia. Así por ejemplo, en la Escala anterior de +7 a -7 hay una disminución de valencia en 14; en la misma Escala de +5 a -3 hay disminución de valencia en 8 etc. METODOS DE IGULACIONES DE ECUACIONES REDOX Existen varios métodos entre las cuales tenemos las siguientes: 1. Ajuste de Ecuaciones por el Método de Inspección o Tanteo El ajuste de ecuaciones por el método de inspección o tanteo consiste en colocar coeficientes delante de cualquiera de las fórmulas hasta que haya el mismo número de cada átomo en ambos lados de la ecuación. No existe regla alguna para este tipo de ajuste por inspección, sin embargo hay que recordar es que las fórmulas nunca cambian cuando se hace ajuste de una ecuación. En este contexto tenemos las siguientes recomendaciones que se pueden utilizar para realizar el ajuste de ecuaciones. 1. Escribir correctamente la fórmula para los reaccionantes y los productos. Una vez escrita la fórmula correcta, no debe cambiarse durante la siguiente operación de balanceo o ajuste. 2. Empiece por las partes más complejas, es decir con los compuestos que tienen varios elementos. En algunos casos simplemente consiste en ajustar primero los átomos diferentes al hidrógeno y al oxígeno. 3. Ajuste el hidrógeno y el oxígeno agregando agua si es necesario, después de que todos los otros elementos estén balanceados. 4. Deje los elementos en estado libre hasta el último momento, ya que cambiando los coeficientes de estos solo cambian esta clase. Por ejemplo, cuando se escribe 2 delante del H2O se dobla el número de átomos de hidrógeno y de oxígeno, pero cuando se escribe un 2 delante del Al solo cambia el número de átomos de Aluminio. 5. Para reacciones con iones poli atómicos, ajuste el ion como grupo. Por ejemplo, el SO42- se ajusta como ion sulfato y no como átomo de S y átomo de O. 6. Generalmente se aparecen fracciones en la ecuación multiplicar todo por el número más pequeño que elimine esta fracción. No es esencial hacer desaparecer las fracciones, sin 68
  • 69. embargo asegúrese que al final, que todos los coeficientes estén en la reacción o proporción más baja posible; si no es el caso simplifique. Ejercicios de aplicación: 1. 2Al (s) + 3Cl2 (g) = 2AlCl3 (s) Primer Miembro Segundo Miembro Al = 2 Al = 2 Cl = 6 Cl = 6 2. C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) + Calor = 2CO2 (g) + 3H2O (g) 2. Igualación de ecuaciones por el Método de Valencia Se debe considerar las siguientes reglas: 1. Los elementos químicos en estado atómico o molecular, funcionan con valencia cero, es decir todo elemento químico en estado libre tiene valencia cero. Ejemplo: Na0 Fe0 Cl20 Br20 2. El Hidrógeno tiene valencia +1 en todos los compuestos, excepto en los Hidruros Metálicos, en los cuales tienen valencia de -1. 3. Todo compuesto químico es eléctricamente neutro, posee igual número de valencias tanto positivas como negativas. Ejemplo: H2+1 S+6 O4-2 Comprobación H = +1 X 2 = +2 S = +6 X 1 = +6 O = -2 X 4 = -8 --------- 0 4. El oxígeno tiene valencia negativa -2 en todos los compuestos, excepto en los peróxidos en los que tiene valencia negativa de -1. Ejemplo: Agua Oxigenada H2+1 O2-1 Comprobación H = +1 X 2 = +2 O = -1 X 2 = -2 ------- 0 5. Los metales siempre funcionan con valencia positiva. 69
  • 70. Normas para igualar una Ecuación Redox por el método de Valencia 1. Se plantea la ecuación y luego se asigna las valencias en la parte superior de cada uno de los átomos. Ejemplo: Acido Nítrico más Acido Sulfhídrico igual Oxido Nítrico más Azufre y más Agua. H+1 N+5 O3-2 + H2+2 S-2 = N+2 O-2 + S0 + H2+1 O-2 2. Se procede a señalar los átomos que han cambiado la valencia al pasar del primero al segundo miembro de la ecuación. HNO3 + H2S = NO + S + H2O Reducido Oxidado 3. Se indica la oxidación y reducción en dichos átomos. HN+5 O3 + H2S-2 = N+2 O + S0 + H2O Reducido en 3 Oxidado en 2 4. Se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción, es decir que el coeficiente de oxidación se antepone a la fórmula reducida y el coeficiente de reducción se antepone a la fórmula oxidada. 2HNO3 + 3H2S = NO + S + H2O 5. Se igualan todos los anteriores átomos, tomando en cuenta el siguiente orden: Primero los metaloides que no sean el oxígeno, luego los metales, después el hidrógeno y por último el oxígeno. De esta manera la ecuación quedara igualada con el mismo número de átomos en el primero como en el segundo miembro de la ecuación. 2HNO3 + 3H2S = 2NO + 3S + 4H2O Comprobación: Primer Miembro Segundo Miembro H= 8 H=8 N=2 N=2 S=3 S= 3 O= 6 O=6 Ejercicios de Aplicación: 1. Acido Nítrico más Acido Sulfhídrico igual Dióxido de Nitrógeno más gas Sulfuro y más Agua. 6HNO3 + 2H2S = 6NO2 + S + H2O 70
  • 71. 3. Igualación de Ecuaciones Redox por el método del Ion-Electrón En este método es necesario tener en cuenta las disociaciones de los compuestos así tenemos las siguientes: 1. Disociación de Ácidos. Son sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad un radical Halogénico y el Ion Hidrógeno. Ejemplo: Acido Clorhídrico HCl = H+ + Cl- Ion Hidrógeno e Ion Cloro Acido Sulfúrico H2SO4 = 2H+ + SO4-- Ion Hidrógeno e Ion Sulfato 2. Disociación de Bases. Son sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad un metal y el ion oxhidrilo. Ejemplo: Hidróxido de Sodio NaOH = Na+ + OH- Ion Sodio e Ion Oxidrilo Hidróxido de Aluminio Al (OH)3 = Al+++ + 3OH- Ion aluminio e Ion Oxidrilo 3. Disociación de Sales. Cuando se trata de una sal Halógena neutra en el agua se disocian un metal y un Metaloide o No-Metal. Pero cuando son oxisales neutras, quedan en libertad el radical Halogénico y el Metal. Ejemplo de Sales Halógenas: NaCl = Na+ + Cl- Ion Sodio e Ion Cloro Ejemplo de Oxisales Neutras: Na2CO3 = CO3--- + 2Na+ Radical Carbonato e Ion Sodio Ecuaciones Redox por el Método del Ion Electrón Como la igualación de Ecuaciones por este Método hace referencia a la pérdida y ganancia de electrones se toma en cuenta lo siguiente: Oxidación. Es la pérdida de electrones, por ejemplo en la unión del Cloro con el Sodio para formar el Cloruro de Sodio, el átomo que OXIDA es el Sodio, ya que ha perdido el único electrón de su última capa o nivel de energía. Reducción. Es la ganancia de electrones por ejemplo en la unión del Cloro con el Sodio 71
  • 72. para formar el Cloruro de Sodio el átomo que se REDUCE es el Cloro ya que a ganado el electrón del Sodio. Cl20 + 2Na0 = 2Na+ Cl- Se Oxida Se Reduce Agente Oxidante. Es el átomo que se REDUCE, o sea el que gana electrones, en el ejemplo anterior del Cloruro de Sodio, el agente OXIDANTE es el Cloro. Agente Reductor. Es el átomo que se OXIDA o pierde electrones, en el ejemplo anterior del Cloruro de Sodio el átomo que hace las veces de agente REDUCTOR es el Sodio. Normas para igualar una Ecuación Redox por el Método del Ion Electrón 1. Se plantea la Ecuación Redox en estado molecular con sus respectivas valencias, ejemplo Fósforo más Cloro molecular igual Cloruro Fosforoso: P0 + Cl20 = P+3 Cl-1 2. Se igualan las ecuaciones Iónicas o Electrónicas parciales. Ecuación Iónica de Oxidación P0 = P+++ Ecuación Iónica de Reducción Cl20 = 2Cl- 3. Se incluyen los electrones de oxidación y reducción. P0 - 3e Oxi = P+++ Cl20 + 2e Red = 2Cl- 4. Se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción. 2(P0 - 3e = P+++) 3(Cl20 + 2e = 2Cl-) 5. Se anulan los electrones de oxidación y reducción. 2P0 - 6e = 2P+++ 3Cl20 + 6e = 6Cl- 6. Se suman las ecuaciones Iónicas. 72
  • 73. 2P0 + 3Cl20 = 2P+++ + 6Cl- 7. Finalmente se iguala la ecuación Molecular. 2P + 3Cl2 = 2PCl3 Ejercicio de Aplicación: Ioduro de Potasio más Cloruro Férrico igual Cloruro ferroso más Cloruro de Potasio y más Iodo Molecular. 1. Ecuación Molecular con sus Valencias K+1 I-1 + Fe+3 Cl3-1 = Fe+2 Cl2-1 + K+1 Cl-1 + I20 2. Ecuaciones Iónicas igualadas 2I-1 = I20 Fe+3 = Fe+2 3. Inclusión de Electrones 2I-1 -2e =I20 Fe+3 + 1e = Fe+2 4. Intercambio de Coeficientes 1(2I-1 -2e = I20 ) 2(Fe+3 + 1e = Fe+2 ) 5. Anulación de Electrones 2I-1 -2e = I20 2Fe+3 +2e =2Fe+2 6. Suma de Ecuaciones Iónicas 2I-1 + 2Fe+3 = I20 + 2Fe++ 7. Ecuación Molecular Igualada 2KI + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2KCl + 1I2 ESTEQUIOMETRIA: DISOLUCIONES, SOLUCIONES O DISPÉRSIDOS 73
  • 74. DISOLUSIÓN. Es un sistema disperso en el cual las partículas de la fase dispersa tienen un diámetro inferior a una milésima de miera, es decir, una solución es una dispersión molecular o iónica de un soluto en el seno de un disolvente. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN. En general, una solución está compuesta por dos partes: solvente o disolvente y soluto. Cuando se mezcla un sólido (azúcar) con un líquido (agua), se llama soluto a la parte sólida y solvente a la parte líquida. Cuando se mezclan dos líquidos entre sí, se llama solvente o disolvente al líquido que está en mayor proporción, y soluto al que está en menor proporción. Cuando en una solución intervienen dos líquidos en igual cantidad o proporción, desaparecen los términos solvente o disolvente y soluto. CLASES DE SOLUCIONES 1. Saturadas. 2. No saturadas. 3. Sobresaturadas. 1. Soluciones Saturadas. Se trata de soluciones en las cuales el solvente o disolvente ya no puede disolver o admitir más soluto, debido a su precipitación en el fondo del recipiente. 2. Soluciones no Saturadas. Se subdividen en diluidas y concentradas. 1. Diluidas. Son las que tienen poca cantidad de soluto. 2. Concentradas. Poseen gran cantidad de soluto y por esta razón están próximas a la Saturación. 3. Soluciones Sobresaturadas. Son las que pueden disolver o admitir más soluto que las soluciones saturadas, con la ayuda de movimientos mecánicos o elevación de temperatura. Coeficiente de solubilidad. Es la cantidad en peso de soluto que se necesita para saturar 100 cm3 de disolvente. PROBLEMAS DE APLICACIÓN Problema 1. ¿Qué cantidad de soluto podrá disolverse en 800 cm3 de disolvente, sabiendo que el coeficiente de solubilidad es 20 gramos? Razonamiento: 100 cm3 de disolvente corresponden a 20 gramos de soluto 800 cm3 de disolvente corresponden a x x = lOg. Rpta- 74
  • 75. Problema 2. En 20 litros de agua se han disuelto 4 kilogramos de soluto. Hallar el coeficiente de solubilidad. 20 litros = 20.000cm3 4 kilogramos = 4.000 g Razonamiento: 20.000cm3 corresponden a 4.000 g 100 cm3 corresponden a x x = 20 g. Rpta. Problema 3. ¿Qué volumen de solución saturada se logrará preparar con medio kilogramo de una sustancia, cuyo coeficiente de solubilidad es 30 gramos? 0,5Kg=500g. Razonamiento: 100 cm3 de disolvente corresponden a 30 g de soluto X de disolvente corresponden a 500 g de soluto 100 cm3 de disolvente x 500 g de soluto ——————————————— = l.666, 6 cm3 Rpta. 30 gramos de soluto Problema 4. El coeficiente de solubilidad de una sustancia es 12 gramos. Calcular los cm3 de disolvente que se necesitan para solubilizar 30 gramos de soluto. Razonamiento: 100 cm3 de disolvente corresponden a 12 g de soluto X de disolvente corresponden a 30 g de soluto x = 250 cm3 . Rpta. SOLUCIONES VALORADAS. Son soluciones en las que se conoce la cantidad de soluto disuelto en un determinado volumen de disolución, que comúnmente es un litro. Manera de expresar la valoración. Las soluciones valoradas se expresan o representan a través de las concentraciones físicas y químicas. CONCENTRACIONES FÍSICAS. Existen varias maneras de expresar las concentraciones físicas, pero la más importante es aquella que se refiere a la concentración expresada en tanto por ciento en peso, cuya fórmula es: Ms x 100% C= x = 75
  • 76. Mds C = concentración en tanto por ciento o en gramos. Ms = masa de soluto en gramos. Mds = masa de disolución en gramos. 100% = constante. Problema 5. Se disuelven 10 gramos de sal en 6Q gramos de agua. Calcular la concentración en tanto por ciento en peso. Resolución por la fórmula: C=x C= Ms x 100% Ms = 10 g Mds Mds= l0g+60g=70g 10g x 100% 100% = constante C = 70% = 14,2 % Resolución por regla de tres: 70 g de disolución contienen 10 g de soluto 100 g dé disolución contienen x x = 14,2 % Rpta. Cuando se presentan problemas de concentraciones físicas con densidad, para su resolución se toma en cuenta la siguiente relación: La concentración de una disolución varía inversamente con el volumen y directamente con la masa de soluto. De acuerdo con lo anterior, la fórmula es: C1 x V1 = C2 x V2 MI M2 C1 = concentración inicial igual al 100%. V1 = volumen inicial igual a 1 cm3 ó 1 ml. MI = gramos iniciales de soluto que dependen de la densidad de la disolución. C2 = concentración final en tanto por ciento (%). V2 = volumen final en cm3 o en ml M2 = gramos finales de soluto. Problema 6. Una disolución contiene el 10% en peso de azúcar y tiene una densidad de 1,10 g/ml. Determinar los gramos de azúcar disueltos en 500 ml de la disolución. Resolución por la fórmula: C1= 100% V1= 1ml 76
  • 77. M1= 1,10g M1 x C2 x V2 C2=10% M2= V2=500 ml C1 x V1 M2= x 1,10 g x 10% x 50ml M2= = 55g Rpta. 100% x 1ml Ejercicios propuestos: 1. Una disolución de ácido clorhídrico tiene una densidad de 1,20 g/ml y contiene el 35% en peso de ácido clorhídrico. ¿Cuántos gramos de este ácido hay en 250 ml de la solución? Rptá.: 105g. 2. .Calcular el pesó de ácido clorhídrico anhidro en 5 ml de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1, 19 g/ml y que contiene el 37,23 % en peso de ácido. Rpta.: 2, 2151 g. 3. Una solución concentrada de ácido sulfúrico contiene el 95% de concentración y una densidad de 1,839 g/cm3 . A partir de estos datos, calcular el volumen de solución que contienen 360 g de ácido sulfúrico. Rpta.: 206,06 cm3 . 4. Calcular los gramos de sal presentes en 1 libro de solución al 10% cuando el peso específico de la sal es 1, 15 g/cm3 . Rpta.: 115 g. CONCENTRACIONES QUÍMICAS. Se encuentran representadas por: las soluciones molares o formales, las molales y las normales. Mol o molécula gramo. Es el peso molecular de un compuesto expresado en gramos sobre mol. Para determinar el mol o molécula gramo de un compuesto, se utiliza sólo el peso atómico, ya que el número atómico interviene en las distribuciones electrónicas. En la Tabla Periódica, el peso atómico es el mayor número de los dos que tiene cada elemento. Ejemplos: 1. Determinar el mol o molécula gramo del agua: H20 H= 1 x 2 = 2 O= 16 x 1 = 16 Mol= 18g/mol. Rpta. 2. Determinar el mol del ácido sulfhídrico: H2S H = 1 x 2 = 2 S= 32 x = 32. Mol = 34g/mol. Rpta. Mol Libra.- Es el peso molecular de un compuesto expresado en libras sobre mol. Por ejemplo: el mol libra de carbonato de calcio es: CaCO3: Ca = 40 x 1 = 40 C = 12 x 1 = 12 77
  • 78. O = 16 x 3 = 48 Mol = 100 libras/mol Rpta. Mol Kilogramo.- Es el peso molecular de un compuesto expresado en kilogramos sobre mol. DISOLUCIONES O SOLUCIONES MOLARES Solución Molar o Formal. Es la que contiene una mol o molécula gramo disuelta en un litro de disolución 1 molar. Por ejemplo, en una solución molar de ácido sulfúrico los 98 gramos de este ácido corresponden a 1 litro de solución 1 molar. Si se toma como ejemplo el hidróxido de sodio, los 40 g de este compuesto corresponden a 1 litro de solución 1 molar, etc. Fór mula de las soluciones molares: M =V x Mol M =molaridad. V x mol gs = gramos de soluto. 1 litro = constante. V = volumen en litros, ml o crn3 . Mol = peso molecular del soluto en gramos/mol. Problema 7. Hallar la molaridad de una solución que contiene 20 gramos de hidróxido de sodio disueltos en 200 ml de solución. Resolución por la fórmula: NaOH = 40g/mol M = x gs = 20g 1 litro= 1000ml 20g x 1000 ml V = 200 ml M = ————————— = 2,5 molar Mol = 40/mol 200ml x 40 g/mol Resolución por regla de tres: NaOH = 40 g/mol 40g 1000 ml 1M 20g x 1000ml x 1M 20g 200 ml x x= = 2,5 mol. 40g x 200 ml Problema 8. Hallar la molaridad de una solución de ácido sulfúrico al 98% en peso, cuya densidad es 1,83 g/ml. M= gs x 100 ml V x Mol 78
  • 79. Para resolver este problema se utiliza la fórmula de la densidad (d = g/v), se despejan los gramos, que se llaman gramos de disolución. Cuando el volumen no consta en el problema, se utiliza como constante 1 litro, que equivale a 1000 ml y a 1000 cm3 . El problema se resuelve en el siguiente orden: d=g/v g=dxv g=x g = 1, 83 g/ml x 1000 ml d = 1,83 g/ml g = 1830 g de dis. v = 1 litro = 1000 ml El siguiente paso es determinar la masa de soluto, ya sea por fórmula o por regla de tres: Razonamiento: 100 g de dis. Corresponden a 98 g de H2SO 1830 g de dis. Corresponden a x = 1793,4 g de soluto Calculo de la molaridad: M= x 1793,4 g x 1 litro Gs = 1793 g/ml M = 1 litro constante 1 litro x 98 g/mol Mol = 98g/mol Mol = 98g/mol M = 18,3 molar Rpta. En los problemas de soluciones molares, también se utiliza aquella explicación que dice: ¿las molaridades de las soluciones reaccionantes son inversamente proporcionales a sus volúmenes. La fórmula es: MW2 = M2/V1 ó MI x VI = M2 x V2 MI = molaridad inicial. VI = volumen inicial. M2 = molaridad final. V2 = volumen final. Problema 9. Se añaden 300 cm3 de ácido sulfúrico 0,3 M a 800 cm3 de agua. Calcular la molaridad de la solución resultante. Ml= 0.3M V1 = 300 Cm3 M2 = x V2 = 300 Cm3 + 800Cm3 = 1100 Cm3 M1 x V1 0,3 M X 300 Cm3 M2 = M2 = = 0,081 M. V2 1100 Cm3 79
  • 80. SOLUCIONES MOLALES Soluciones Molal. Es la que contiene el peso molecular o mol de una sustancia disuelta en 1000 gramos de disolvente. La fórmula de aplicación es: gs x 1000 gd m= m = molalidad. gd x mol gs = gramos de soluto. 1000 gd = constante. gd = gramos de disolvente. Mol = peso molecular del soluto en g/molal. Problema 10. ¿Cuál será la molalidad de una disolución que contiene 130 gramos de cloruro de sodio, disueltos en 1600 g de agua? Resolución por la fórmula: gs x 1000gd m=x m = gd x mol gs = 130 gs 130 g x 1000 gd 1000 gd = constante m = = 1,4 molal Rp. Mol = 56 g/molal 1600 gd x 58 g/molal Resolución por regla de tres: NaCÍ = 58 g/molal 58 gs 1000 gd 1m x= 130gs 1000 gd x 1m = 1, 4 molal 58 gs x 1600 gd 130 gs 1600 gd x EQUIVALENTES QUÍMICOS. Son de las siguientes clases: 1. De un elemento. 2. De un ácido. 3. De una base o hidróxido. 4. De una sal. 5. De un agente oxidante. 6. De un agente reductor. EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN ELEMENTO. Se llama también peso equivalente y resulta de dividir el peso atómico de un elemento para su valencia, con la correspondiente expresión en gramos. 80
  • 81. Peso atómico Equivalente químico de un elemento = Peso atómico/valencia Ejemplo: Determinar el equivalente químico del sodio, cuyo peso atómico es 23. Eq ==21/1 = 23 g de Na. Rpta. EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN ÁCIDO. Se obtiene dividiendo el peso molecular del ácido para el número de hidrógenos sustítuibles. Equivalente químico de un ácido = Peso molecular del ácido/ número de hidrógenos Ejemplo: Hallar el equivalente químico del ácido nítrico HNO3. HNO3 = 63 g / 1 0 63 Eq = 63 g de ácido nítrico HNO3 EQUIVALENTE QUÌMICO DE UNA BASE O HIDROXIDO.- Se obtiene dividiendo el peso molecular de la base para el número de oxhidrilos o hidroxilos sustituibles. Equivalente químico de una base = peso molecular de la base/ número de oxidrilos. Ejemplo Hallar el equivalente químico del fosfato de calcio: Ca3 (P04)2: Ca = 40 x 3 = 120 P = 31 x 2 = 62 O = 16 x 8 = 128 Eq = 310 g / 6 = 51,66 g. Rpta. NOTA: Cuando en una sal, tanto el metal como el radical halogénico tienen la misma valencia; Para obtener el equivalente químico, se divide el peso molecular de la sal para la valencia, ya sea del metal o del radical halogénico. Esto se demuestra en los siguientes ejemplos: Determinar el equivalente químico del sulfato de calcio. CaS04: Ca = 40 x 1 = 40 S =- 32 x 1 = 32 O = 16 x 4 = 64 Eq = 136 g / 2 = 68 g Rpta. Hallar el equivalente químico del sulfato de magnesio: MgS04: sulfato de magnesio Eq = 120 g / 2 = 60 g Hallar el equivalente químico del sulfato cúprico penta hidratado. CuS04.5H20 Cu = 64 x 1 = 64 81
  • 82. S = 32 x 1 = 32 O = 16 x 4 = 64 H = 1 x 10 = 10 O = 16 x 5 = 80 Eq =250 / 2 = 125 g Rpta. NOTA: Para determinar el equivalente químico de una oxisal doble, dividimos el peso molecular de la sal para la suma del producto de valencias que se intercambian entre los metales y el radical halogénico. Ejercicios de Aplicación: 1. Hallar el equivalente químico del nitrato doble de potasio y calcio. KN03.Ca (NO3)2 1+2=3 Eq = 265 g / 3 = 88,33 g Rpta. 2. Determinar el equivalente químico del alumbre (sulfato doble de potasio y alumbre con 24 moléculas de agua). K2S04.Al2 (S04)3.24H20: Alumbre Eq = 948 / 8 = 118,5 g Rpta. NOTA: En la determinación del equivalente químico de una oxisal ácida, se divide el peso molecular de la sal para el número de hidrógenos. Ejemplo: Encontrar el equivalente químico del pirofosfato triácido de sodio. NaH3P207 Eq = 200 g / 3 = 66,66 g Rpta. EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN AGENTE OXIDANTE. Para determinar el equivalente químico de un agente oxidante (todo compuesto que se reduce), se divide el peso molecular del compuesto para su correspondiente valor de reducción. Ejercicios de aplicación: 1. Hallar el equivalente químico del cromato de potasio, cuando el cromo se reduce de +6 a +3. K2Cr04 = Eq = 194 g / 3 = 64,6 g Rpta. 2. Determinar el equivalente químico del dicromato de potasio, cuando el cromo se reduce de +6 a+3. K2Cr207 = Eq = 294g / 6 = 49 g Rpta. 3. Encontrar el equivalente químico del permanganato de potasio, cuando el manganeso de re- duce de +7 a + 2. KMn04 = Eq = 158 g / 5 = 31,6 g Rpta. 82
  • 83. EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN AGENTE REDUCTOR. Se obtiene diviendo el peso molecular o mol del agente reductor (compuesto que se oxida), para su correspondiente valor de oxidación. Ejercicios de aplicación: 1. Determinar el equivalente químico del sulfato ferroso, si el hierro pasa de valencia +2 a +3. FeS04 = Eq = 152 / 1 = 152 g Rpta. 2. Hallar el equivalente químico del nitrito de potasio, cuando el nitrógeno pasa de valencia +3 a +5. KNO2 = 85 g / 2 = 42,5 g de KNO2 Rpta. SOLUCIONES NORMALES Solución Normal. Es una disolución que contiene el equivalente químico de cualquier sustancia en un litro de disolución uno normal. La fórmula de aplicación es: Gs x 1 Litro N = V x Eq N = Normalidad que se expresa en Eq o N. gs = gramos de soluto. 1 litro = constante. V = volumen en litros, mililitros o cm3 . Eq = equivalente químico en g/Eq. Ejemplo: Calcular la normalidad de una solución que contiene 120 gramos de ácido sulfúrico H2S04 disueltos en 1,5 litros de solución. Resolución por la fórmula: H2S04 = 98g+2 = 49 g/Eq N=x 1 litro constante N = gs x 1 litro V = 1,5 litros V x Eq Eq = 49 g/Eq N = 120 g x 1 litro = 1,63 N 1,5 litros x 49 g/Eq Resolución por regla de tres: H2S04 = 49 g/N 49 g 1 litro 1N 120g 1,5 litros x x = 1,63 83
  • 84. Para la resolución de problemas de normalidad, también se puede utilizar aquella explicación que dice: Las normalidades de las soluciones reaccionantes son inversamente proporcionales a sus volúmenes. La fórmula es la siguiente: N1 = N2 o N1 x v1 = N2 x V2 V2 V1 N1= normalidad inicial. VI = volumen inicial. N2 = normalidad final. V2 = volumen final. Ejemplo: Determinar la normalidad de una solución de yoduro de potasio, si para oxidar 60 ml de ésta en medio ácido se gastan 16 ml de solución 0,3 N de permanganato de potasio. Razonamiento por la fórmula: N1=0,63N VI = 16 ml N2 = N1 x V1/ V2 N2 = x V2= 60ml N2 = 0,3 N x 16 ml / 60 ml = 0,08 N de KI Resolución por regla de tres: 16 ml corresponden a 0,3 N 60 ml corresponden a x x = 16 ml x 0,3 N / 60ml = 0,08 N KI Ejercicios de Aplicación: 1. Se tiene una disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/cm3 , cuya concen- tración equivale al 95%. Calcular el volumen necesario para preparar 400 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico 1,5 N. 2. Calcular la normalidad de una soluciòn de dicromato de potasio, sabiendo que 48 ml de la misma oxidan 1,375 g de sulfato ferroso heptahidratado. Mili equivalente Químico.- Es la milésima parte del peso equivalente. Ejemplo: Hallar la mili equivalente química del ácido sulfúrico. H2SO4 = 98 g / 2 = 49 g / 1ooo = 0,049 g Meq = 0,049 g de ácido sulfúrico.
  • 85. UNIDAD VII EQUILIBRIO IÓNICO El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica. ÁCIDOS Y BASES En 1923, dos científicos llamados Johannes N.Brönsted y T.M.Lowry, caracterizaron así los ácidos y las bases: Ácido: Es la sustancia capaz de ceder protones. Base: Es la sustancia capaz de recibir protones. Así entre un ácido y una base dados hay una relación determinada por el intercambio de protones. Es ese intercambio lo que les hace ser considerados bien ácidos, bien bases. Es el sistema ácido-base conjugado. Se formula como una reacción de protolisis, de la siguiente manera: ÁCIDO <----> PROTÓN + BASE CONJUGADA. Características generales de ácidos y bases Característica que da a los ácidos es su olfato, que se deriva del vocablo acidus, el cual significa "agrio". Esta particularidad es evidente en algunas otras formas cítricas de frutas (limón, naranja) o algunos que contienen ácidos (yogur, vinagre). El sabor de las bases (muchas de ellas son toxicas) no es tan característico como en los ácidos, pues presentan mayor variedad, pero se puede decir que son ligeramente amargas (jabón, bicarbonato de sodio). Por otro lado, las bases son resbalosas al tacto (mezcla agua y jabón). Algunas bases son tan fuertes o concentradas que pueden llegar a causar serias lesiones en la piel si el contacto es prolongado. Los ácidos reaccionan con las proteínas cambiándoles su aspecto físico (Ej. Al agregar jugo de limón (ácido) a la clara de un huevo; que contiene una proteína llamada albúmina, esta última se empieza a solidificar y tomar un color blanquecino).
  • 86. Una característica compartida es que son electrolíticos, es decir, conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. Los ácidos tienen un pH menor de 7, cambian el papel tornasol de azul a rojo (Concentración de iones hidroxilo H+ (OH)- ). Las bases tienen un pH mayor que 7, cambian el papel tornasol de rojo a azul. El pH neutro es 7. TIPOS DE ELECTROLITOS En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios:  Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros  Capacidad conductora: electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos Electrolitos Fuertes: los que se ionizan totalmente en solución acuosa al pasar corriente eléctrica como las ácidos, como H2SO4, HCl, HNO3, Algunas sales iónicas como el NaCl, LiCl, KCl. Electrolitos débiles: Son los que se ionizan parcialmente en sol. Acuosa y pueden ser los ácidos débiles como el CH3COOH ácido acético, o vinagre, el CH3CH2CH2OH, el alcohol, que son muy débiles y son orgánicos, y el H2O que presentan enlaces covalentes No electrolitos: De plano son las sustancias que no conducen La corriente eléctrica ni se disocian en sol. Acuosa como el azúcar, la madera, el vidrio etc. AUTO IONIZACIÓN DEL AGUA Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se auto separa en sus componentes iónicos. El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada. H2O + H2O = H3O+ + OH- Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio: Keq= [H3O+ ][OH- ]
  • 87. Al ser el agua una especie pura, no se le considera en al expresión, por ende, la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de: Kw=1*10-14 La que se conoce como: Constante de auto ionización del agua. Se han hecho experimentos cuidadosos sobre la conductividad eléctrica del agua, los cuales han demostrado que ella se ioniza sólo ligeramente: La constante de equilibrio de esta reacción es: ESCALA DE PH pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala del pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral. Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente iónico. A medida que el potencial de liberar iones de hidrogeno incrementan en una sustancia el valor del pH será menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será La escala del pH es logarítmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la
  • 88. distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad Los valores son multiplicados por 10 en cada unidad. Es por eso que el valor del pH de 6 es 10 veces más acido que un pH con un valor de 7, pero un pH de 5 es 100 veces más acido que un pH de 7. De otra forma el valor del pH de 8 es 10 veces más alcalino que un pH con un valor de 7, pero un pH de 9 es 100 veces más alcalino que un pH de 7. Nota: Cuando este probando el pH de su orina o saliva y la lectura le da una medida de un pH de 5.5 puede no parecer acido (después de todo solo esta 1.25 puntos por debajo de 7), sin embargo es muy acido. Es más es 50 veces más acido de lo que es considerado saludable. Otra nota importante es que en orden de revertir y neutralizar la acidez, se requiere una gran cantidad de elementos alcalinos. En matemáticas sería algo como así: En orden de cambiar el pH de un galón de una solución, de 5.5 a 7.0, se requerirían mas de 20 galones de una solución con un pH de 7.5. ESCALA DE PH CONCENTRACIÓN DE H+ Y OH Los valores de [H+ ] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma mas adecuada de compararlas, el pH que no es mas que la forma logarítmica de expresar las concentraciones:
  • 89. [ ]+ = H 1 logpH o lo que es lo mismo [ ]+ −= HlogpH La letra p denota “logaritmo negativo de”. Para una solución neutra a 25 °C en donde la concentración de iones Hidrógeno es de 1.0 x 10-7 M el pH se calcula como: ( ) 77010log1log10x0.1log 10x0.1 1 logpH 77 7 =+=+=== − El valor de 7 para el pH de una solución neutra no es un valor arbitrario, se deriva del valor absoluto del producto iónico del agua a 25 °C que coincide con este número. El pH del agua pura es de 7.0, las soluciones ácidas tienen un pH < 7.0 y las básicas un pH > 7.0. Para una solución 1.0 M de un ácido fuerte, el pH = 0 y para una solución 1.0 M de una base fuerte el pH es 14. Figura: El pH de algunos líquidos. Se muestra el valor de pH que presentan algunos líquidos. Recordar que la escala es logarítmica de ahí que si una solución difiere en una unidad de pH de otra, en realidad difiere en un factor de 10 en su [H+ ]. El pH de una solución puede ser cuantificado fácilmente a través de mediciones electroquímicas con un potenciómetro o con papel pH.
  • 90. Medidores de pH y conductividad pH-metros son usados para determinar el nivel de acidez y alcalinidad. Son tan precisos permitir el uso con soluciones fuentes de la prensa pero tan barato para usar en el trabajo o en la casa para medir el acidez de agua bebiendo, acuarios de pescas tropicales y piscinas. Para probar acidez de la tierra de un jardín, mezcla dos partes de agua destillada con un parte de tierra, esperar la que se asienten los sólidos y hacer la medición de la solución arriba. Conductimetros miden el nivel de sólidos disueltos para determinar la fuerza de una solución. Todos los medidores son duros, tamaño de bolsillo que se usan pilas incluidas para poder. Se use directamente en la solución sin la necesidad sacar una muestra. Pide información sobre modelos para uso en laboratorios y otras aplicaciones profesionales.
  • 91. CONSTANTE DE IONIZACION DE ÁCIDOS Y BASES El equilibrio entre iones y moléculas puede estudiarse matemáticamente del mismo modo que un equilibrio en el que todas las especies son moléculas. La constante de equilibrio para una reacción de ionización se denomina constante de ionización (Ki) La excreción de la constante de ionización para el ácido acético se deduce a partir de la ecuación −+ +→ 232232 OHCHOHHC PROPIEDADES ÁCIDAS Y BÁSICAS DE LAS SALES Las disoluciones acuosas de las sales pueden presentar un comportamiento ácido o básico debido a que los iones procedentes de su disociación pueden reaccionar con el agua intercambiando protones (reacciones de hidrólisis). Como consecuencia de estas reacciones, las disoluciones acuosas de las sales presentan diferentes propiedades ácido- base. Sal de ácido fuerte y base débil: Las disoluciones acuosas de sales que proceden de un ácido fuerte y una base débil tienen un pH ligeramente ácido. Por ejemplo, el NH4Cl (s) en agua, se disocia completamente en: NH4Cl (s) = NH4 + (ac) + Cl- (ac) El ion NH4 + , ácido conjugado del NH3, sufre una hidrólisis. Como consecuencia de ésta se obtiene H3O+ , que confiere a la disolución un carácter ácido: Como la concentración del H2O permanece prácticamente constante, la constante de equilibrio, Ka o constante de hidrólisis, es:
  • 92. Sal de ácido débil y base fuerte: Las disoluciones acuosas de sales que proceden de un ácido débil y una base fuerte tienen pH básico. Por ejemplo, la disolución de acetato de sodio en agua, se disocia completamente en: CH3 - COONa (s) = Na+ (ac) + CH3 - COO- (ac) El ion CH3-COO- , base conjugada del CH3-COOH, sufre una hidrólisis. Como consecuencia de ésta se obtiene CH3-COOH e iones OH- , que confiere a la disolución un carácter básico: Como la concentración del H2O permanece prácticamente constante, la constante de equilibrio, Kb o constante de hidrólisis, es: Sal de ácido y bases fuertes: Las disoluciones acuosas de sales que proceden de un ácido fuerte y una base fuerte tienen pH neutro. Por ejemplo, la disolución de NaCl (s) en agua, se disocia completamente en: NaCl (s) = Na+ (ac) + Cl- (ac) Los iones Na+ y Cl- son, respectivamente, ácidos y base conjugados de la base fuerte NaOH y el ácido fuerte HCl, por lo que en el agua tienen un comportamiento neutro y no se hidrolizan. Disoluciones amortiguadoras: Se denomina disoluciones amortiguadoras o disoluciones tampón a aquellas que son capaces de mantener constante el valor del pH, después de la adición de pequeñas cantidades de ácido o de base.
  • 93. Control del pH en una disolución amortiguadora. Las disoluciones amortiguadoras más comunes son de dos tipos: • Disoluciones de un ácido débil y una sal de ácido débil con un catión neutro (por ejemplo, una mezcla de CH3? COOH y CH3? COONa). • Disoluciones de una base débil y una sal de base débil con un anión neutro (por ejemplo, una mezcla de NH3 y NH4Cl). En el caso del ácido débil/sal de ácido débil, la capacidad amortiguadora se debe a que la relación [CH3? COOH] / [CH3? COO? ] Se mantiene aproximadamente constante. Si se añade un ácido fuerte, los iones H3O+ reaccionan con la base conjugada para formar el ácido débil; si se adiciona una base fuerte, los iones OH? reaccionan con el ácido débil para formar su base conjugada, contrarrestando así la adición del ácido o de la base. La capacidad amortiguadora de una disolución tampón tiene un límite. La posibilidad de mantener constante el pH viene determinada por las cantidades de los componentes de la disolución. Para que una disolución amortiguadora sea efectiva, ambos componentes, ácido débil y base conjugada (o, alternativamente, base débil y su ácido conjugado) deben estar en cantidades apreciables y en concentraciones similares.
  • 94. UNIDAD VIII LIQUIDOS DESCRIPCIÓN CINÉTICA MOLECULAR DE LOS LÍQUIDOS El estado líquido es un estado de agregación compacto de la materia. Los líquidos no son comprensibles lo cual significa que un aumento considerable de la presión provoca una variación del volumen prácticamente nula. El líquido como el gas es un estado fluido, esto significa que las moléculas de las sustancias líquidas se pueden desplazar unas con respecto a otras. Pero a diferencia del estado gaseoso los líquidos tienen volumen propio y esta solo varia con la temperatura siguiendo las leyes de la dilatación. La superficie libre de los líquidos es plana y horizontal, excepto cerca de las paredes del recipiente, donde se curva formando un menisco, la formación de mecanismos es poco observable en recipientes anchos pero muy notable en tubos de poco diámetro Vidrio Vidrio encerado Moja No moja El mecanismo puede ser cóncavo si el líquido es de los que mojan la pared del tubo, o convexo, si es de los que no mojan la pared. Además un mismo lìquido puede formar un mecanismo cóncavo o convexo dependiendo de la naturaleza de las paredes del recipiente. En el estado lìquido, las fuerzas de atracción entre las partículas son lo suficientemente grandes como para que se produzca un agrupamiento desordenado. Los líquidos son prácticamente incomprensibles. Las partículas de los líquidos no tienen la energía cinética suficiente para superar las fuerzas atractivas entre ellas. También puede difundirse con bastante rapidez en otros líquidos en los que son misibles. El enfriamiento de un lìquido hace que disminuya su energía cinética molecular y provoca una disminución de las moléculas en su movimiento. H2O
  • 95. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS Las propiedades de los líquidos se beben a las fuerzas de atracción que ejercen las partículas entre sí. Viscosidad.- La viscosidad es la que encuentran las moléculas de un líquido para resbalar las unas sobre las otras. La viscosidad disminuye con la temperatura. La viscosidad se puede medir utilizando un viscosímetro. Tensión Superficial.-La superficie libre de los líquidos se comportan como una membrana en tensión, propiedad que permite a pequeños insectos de los estanques andar por encima del agua sin mojarse. La tensión superficial es una medida de las fuerzas internas que debe vencerse para expansionar la superficie de un líquido. Capilaridad.- Si se introduce un tubo de vidrio de escaso diámetro dentro de un recipiente que contiene un líquido, no se cumple la ley de los vasos comunicantes, según esta ley de la hidrostática, el nivel del líquido a de ser el mismo en el recipiente y en el tubo. Sí el líquido moja las paredes del tubo, el nivel del líquido dentro del capilar será superior a la del recipiente, y sí no las moja será inferior. Evaporación.-Los líquidos se evaporan cuando una molécula en su constante movimiento, llega a la superficie con suficiente velocidad y en la dirección apropiada, traspasa la tensión superficial y pasa a la fase gaseosa, sí el proceso se realiza en un recipiente cerrado el líquido se evapora indefinidamente, pero cuando las moléculas del líquido evaporado ejercen una determinada presión, el número de moléculas que se evaporan es igual al de las moléculas que regresan al seno del líquido, por lo que la presión permanece constante y recibe el nombre de presión de vapor. Presión de Vapor.- Las moléculas de vapor no pueden escapar cuando la evaporación del líquido se produce en un recipiente cerrado. Tensión superficial de un líquido Evaporación de un líquido
  • 96. Es la presión parcial de un vapor en la superficie del líquido que la produce. La presión parcial de las moléculas de vapor sobre la superficie de un líquido en equilibrio es la presión de vapor del líquido. La presión de vapor de los líquidos siempre aumenta la temperatura, porque la velocidad de evaporación aumenta y la condensación disminuye al aumentar la temperatura, las presiones de vapor pueden medirse con un nanómetro. Presiones de Vapor en Torr. De algunos líquidos a diferentes temperaturas. Oo C 25o C 50o C 75o C 100o C -------------------------------------------------------------------------------------------------------- Agua 4.6 23.8 92.5 300 760.0 Alcohol Metílico 29.7 122 404 1126 - Benceno 27.1 94.4 271 644 1360 Éter Dietílico 185 470 1325 2680 4859 -------------------------------------------------------------------------------------------------------- Puntos de Ebullición.- La temperatura a la cual la presión de un líquido es igual a la presión ejercida sobre él, por ejemplo en el punto de condensación la temperatura a que el líquido y el vapor están en equilibrio. Al calentar un líquido aumenta siempre su presión de vapor. Cuando un líquido se calienta a una temperatura suficientemente alta, bajo una determinada presión, comienzan a formarse burbujas de vapor debajo de su superficie que suben hasta está y estallan, lanzando vapor de aire. El punto de ebullición de un líquido a una presión determinada es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual a la aplicada. Destilación.- destilación es la separación de una mezcla de líquidos en sus componentes aislados según la s diferencias de sus puntos de ebullición. Por ello los componentes de una mezcla de líquidos con puntos de ebullición bastante distintos suelen separarse mediante destilación. Presión de vapor de un líquido
  • 97. El agua impura puede purificarse mediante la separación de las sales disueltas mediante destilación. Existen tres clases de destilación que son: Destilación simple, destilación compuesta y destilación fraccionada. Transferencia de calor entre los líquidos.- A un líquido se le puede suministrar calor para aumentar su temperatura. El calor específico (Cal/ gr. o C) o Joules/ gr. o C o capacidad calorífica molar (Kcal/mol o C o KJ/mol o C) de un líquido es la cantidad de calor que debe suministrarse a peso dado del mismo para que su temperatura aumente un grado Celsius. Sí al líquido se le suministra calor y velocidad constante, la temperatura aumentará en forma constante hasta alcanzar su punto de ebullición. El calor de vaporización del agua es 540 Cal/g que corresponde a 9.73 Cal/mol o 40,7 KJ/mol. Al igual que muchas propiedades de los líquidos, sus calores de vaporacización reflejan la intensidad de sus fuerzas intermoleculares. En los calores de vaporización al aumentar los puntos de ebullición y las fuerzas intermoleculares y en sentido inverso a las presiones de vapor. Evaporación Líquido + calor vapor Condensación Destilación de una mezcla
  • 98. Ejemplo: Calcule en calorías o en Jules la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 180g de agua desde 10.0 a 40.0 oC. El calor específico del agua es 1.00 Cal/g o C o 4,18 J/g o C. C = m x Cp (Tf-Ti) C= 180g x 1.00Cal/go C x (40o C - 10o C) = 5.40 x 103 Cal. C= 180g x 4, 18 J/go C X (40o C - 10 o C) = 2, 26 x 104 J FUERZAS INTERMOLECULARES DE ATRACCIÓN Y CAMBIOS DE FASE Las fuerzas fuerzas intermoleculares de atracción y cambios de fase están también directamente relacionadas con propiedades de los sólidos y los puntos de fusión y el calor de fusión. Las fuerzas son fuerzas entre las partículas individuales de una sustancia y son poco intensas en la relación con las fuerzas intermoleculares, como en los enlaces covalentes o iónicos de los compuestos. En un tipo determinado de compuestos, las fuerzas y los puntos de ebullición aumentan generalmente al aumentar la longitud y el tamaño molecular de las moléculas debido a la intensidad de las fuerzas de Londón. 1. Interacciones Dipolo-Dipolo.- Interacciones atractivas entre moléculas polares o sea entre moléculas con dipolos permanentes. Br------------- F---------------Br--------------F Fluoruro de Bromo 2. Enlace de Hidrógeno.- Los enlaces de Hidrógeno no son realmente enlaces químicos en el sentido estricto. Constituyen un caso especial de interacciones Dipolo-Dipolo muy fuertes que se dan entre moléculas covalentes polares que contienen un hidrógeno y un elemento pequeño muy electronegativo, por ejemplo el Fluor, Oxígeno y nitrógeno. Al igual que las interacciones dipolo-dipolo resultan las atracciones entre átomos + de una molécula en este caso átomos de hidrógeno, y átomos - de otra molécula. El enlace de hidrógeno puede deducirse de las atracciones dipolo-dipolo. Esto se deduce al considerar las siguientes sustancias H2S y HBr son ejemplos de enlaces de hidrógeno muy débiles. Fuerzas de Londón.- Son fuerzas atractivas muy débiles y de rango muy corto entre dipolos inducidos son temporales, de corta vida y en moléculas no polares.
  • 99. UNIDAD IX SÓLIDOS DESCRIPCIÓN CINÉTICA MOLECULAR DE LOS SÓLIDOS Los sólidos llamados también fases condensadas, sus partículas se encuentran en forma más compacta e interactuando fuertemente. Llamamos sólido al estado de agregación caracterizado por ser compacto, incomprensible, con forma y volumen propios, dependiendo esté último de las leyes de la dilatación, también se caracteriza por tener sus partículas ordenadas cuyo movimiento es restringido. Las partículas de un sólido no pueden fluir unas sobre otras y solamente pueden efectuar un movimiento de vibración alrededor se su posición, por consiguiente los sólidos tienen forma definida. Como sus partículas están muy próximas, son incomprensibles y muy densos, en relación con los gases. Las partículas de un sólido no difunden en otro sólido. Sin embargo, el análisis de dos bloques de diferentes sólidos, como cobre y plomo mantenidos juntos a presión durante varios años, mostró que cada bloque contenía algunos átomos de otro elemento, lo que prueba que los sólidos difunden aunque muy lentamente. OOOOOOO OOOOOOO Sólido OOOOOO SUBLIMACIÓN.- Algunos sólidos como el Yodo y el Hielo seco, se vaporizan sin pasar por el estado líquido a presión atmosférica, se dicen que subliman. A este proceso se denomina también sublimación progresiva mientras que el paso directo de gas a sólido sin pasar por el estado líquido se conoce como sublimación regresiva o deposición. Ejemplos de sublimación tenemos los desodorantes ambientales, la naftalina etc. PUNTOS DE FUSIÓN.- El punto de fusión de un sólido que es el mismo que el punto de congelación de un líquido es la temperatura a la que la velocidad de fusión de un sólido es la misma que la velocidad de congelación de su líquido bajo una presión determinada, es decir, la temperatura a la que el sólido y el líquido están en equilibrio. Congelación Líquido Sólido Fusión
  • 100. El punto de fusión normal de una sustancia es su punto de fusión a una atmósfera de presión. Las variaciones de los puntos de fusión y ebullición de las sustancias suelen ser paralelas, ya que son similares las fuerzas intermoleculares de las que dependen. TRANSFERENCIA DE CALOR ENTRE LOS SÓLIDOS.- Cuando se suministra calor a un sólido, por debajo de un punto de fusión, su temperatura aumenta. El número de calorías necesarias para elevar un grado Celsius la temperatura de sólido es su calor específico (Cal/go C). La capacidad calorífica molar (Kcal/molo C) es el número de Kilocalorías que elevan en un grado Celsius la temperatura de un mol de sólido. Cuando se suministra suficiente calor para alcanzar el punto de fusión del sólido la temperatura no varia aunque se siga dando calor, pero el sólido licua. El número de calorías necesarias para fundir un gramo de sólido en su punto de fusión es el calor de fusión (Cal/g), esté término fusión significa “derretimiento “. El calor molar de fusión, ( ∆HKcal/mol), es el número de Kilocalorías que debe absorber un mol de sólido en su punto de fusión para fundir. El calor de fusión es una medida de las fuerzas intermoleculares de atracción en estado sólido. Los calores de fusión aumentan generalmente con el aumento del punto de fusión. El calor de solidificación es igual en magnitud al calor de fusión.. Representa la cantidad de calor que debe eliminarse de una cantidad dada de líquido en su punto de congelación para que solidifique. Para el agua tenemos lo siguiente: -79.8Cal/g Agua Hielo a 0o C +79.8 Cal/g Están en equilibrio PRESIÓN DE VAPOR.- Los sólidos tienen presiones de vapor muy inferiores a los líquidos, los sólidos con presiones de vapor elevadas subliman muy fácilmente. Cuando se introduce cubos de hielo en agua en un recipiente aislado, se producen al mismo tiempo la congelación y la fusión.
  • 101. DIAGRAMA DE FASE.- ES una forma gráfica de resumir las condiciones bajo las cuales se da un equilibrio entre estados diferentes de la materia. También permite predecir la fase de una sustancia que es estable a cualquier temperatura y presión. La forma general de un diagrama de fase para una sustancia que presente las tres fases es la siguiente: 1. Donde la línea de A a B es la curva de presión de vapor del líquido. Representa el equilibrio entre las fases líquida y gaseosa. El punto de está curva, donde la presión de vapor es de 1 atmósfera, es el punto de ebullición normal de la sustancia. La curva de presión de vapor termina en el punto crítico B, que es la temperatura crítica y la presión crítica de la sustancia más allá del punto crítico, las fases líquidas y gaseosas son indistinguibles. Presión de vapor entre los sólidos
  • 102. 2. La línea AC representa la variación en la presión de vapor del sólido, a medida que se sublima a temperaturas diferentes. 3. La línea desde A hasta D es el cambio en el punto de fusión del sólido cuando aumenta la presión. Está línea suele representar una pendiente ligeramente hacia la derecha a medida que la presión aumenta. En la mayoría de las sustancias el estado sólido es el más denso que el líquido y un aumento en la presión favorece la fase sólida que es más compacta. 4. El punto A que es la intersección de las tres curvas se conoce como punto triple. Que es el punto en la que las tres fases se encuentran en equilibrio a presión y temperatura normal. SÓLIDOS AMORFOS Y CRISTALINOS Sólidos Amorfos.- Hay un pequeño grupo de sólidos no cristalinos, que no tienen una estructura bien ordenada y definida, como por ejemplo el caucho, algunos plásticos y los sulfuros. A los vidrios se les denomina a veces sólidos amorfos y a veces líquidos subenfriados, esto se justifica es que fluyen como líquidos aunque muy lentamente. Las estructuras irregulares de los vidrios son intermedias entre los líquidos que fluyen libremente y la de los sólidos cristalinos. Los vidrios y otros sólidos amorfos no tienen puntos de fusión bien definidos, ya que se ablandan en un intervalo de temperatura. Las partículas de los sólidos amorfos están agrupadas irregularmente de modo que las fuerzas intermoleculares entre ellas varia dentro de una misma muestra. Por ello la fusión de porciones diferentes de una misma muestra se produce a distintas temperaturas, según se sobrepasan las fuerzas intermoleculares. Los sólidos amorfos, como los vidrios fundidos, con estructuras irregulares, se rompen irregularmente produciendo trozos con bordes irregulares y diferentes sus ángulos. Sólidos Cristalinos.- Son sólidos caracterizados por un ordenamiento regular de las partículas. Los sólidos cristalinos, como el hielo y el cloruro de sodio tienen temperatura de fusión bien definida. La rotura de un sólido cristalino produce fragmentos que tienen los mismos ángulos interfaciales y las estructuras características de la muestra original. La rotura de un cubo grande de “sal gema” origina cubos pequeños, está rotura simétrica suele ocurrir a lo largo de planos del retículo cristalino, en los cuales las fuerzas intermoleculares son menores. Los sólidos cristalinos pueden existir en más de una forma, estas formas se denominan formas Alotrópicas o Alótropos por ejemplo el carbono que puede existir en dos formas Alotrópicas como Grafito y Diamante.
  • 103. ESTRUCTURA DE LOS CRISTALES Los cristales son poliedros que constan de agrupamientos de átomos, moléculas e iones repetidos en forma regular. La unidad más pequeña de volumen de un cristal, que muestra todas las características de su retículo es la celda de unidad. Buscar la celda de unidad es lo mismo que buscar la tira modelo de una pared empapelada, pero en tres dimensiones. Las celdas de unidad se apilan en tresdimensiones para constituir un cristal. Se a determinado que las celdas de unidad pueden clasificarse en siete categorías distintas, por la longitud relativa de sus ejes a, b, c que están relacionadas con los espacios entre capas y los ángulos entre dichos ejes α, β, γ. Formas geométricas de los sólidos cristalinos y variaciones de las mismas. Sistema Long. De ejes Ángulos Ejemplos ---------------------------------------------------------------------------------------------------------- Cúbico a=b=c α=β=γ= 90o NaCl (sal de roca) Rómbica a=b=c α=β=γ= 90o TiO2 (Rutilo) Tetragonal a=b≠c α=β=γ= 90o TiO Ortorrómbico a≠b≠c α=β=γ= 90o MgSO47H2O Monoclínico a≠b≠c α=β=90o β≠90o CaSO42H2O Triclínico a≠b≠c α≠β≠γ≠90o K2Cr2O7 Hexagonal a=b≠c α=β=90º, γ=120o SiO2 Romboédrico a=b=c α=β=γ≠90º CaCO3 Los cristales tienen la misma simetría que su celda de unidades constituyentes ya que son repeticiones múltiples de ellas. Los vértices de las celdas de unidad de un compuesto simple están ocupados por átomos, moléculas e iones. Representación de una celda de unidad Red Cristalina.- es cuando un sólido cristalino se puede representar un areglo tridimensional de los puntos de un crista.
  • 104. Ejes.- Son las líneas que muestran los bordes del cristal. Las sustancias que cristalizan en el mismo tipo de retículo se denominan ISOMORFAS. Cuando una sustancia puede cristalizar en más de un tipo de retículo se dice que es POLIMORFA. En el retículo cúbico simple, las partículas equivalentes ocupan los 8 vértices de la celda de unidad cúbica, en el retículo cúbico centrado en el cuerpo hay una partícula más, situada en el centro de la celda de unidad, en la estructura cúbica centrada en las caras hay 8 partículas en los vértices y otras siete partículas en el centro de cada una de las 7 caras del cubo. En ciertos tipos de cristales, algunas partículas que no son las que forman la estructura de la celda de unidad, ocupan posiciones extras dentro de la celda de unidad, por ejemplo el Cloruro de Sodio cristaliza en el retículo cúbico centrado en las caras. La celda de unidad presenta a los iones cloruro en los vértices y en los centros de las caras iones de sodio en los espacios situados sobre las aristas, entre los iones cloruro y un espacio central. Si trasladamos la mitad de la celda de unidad en cualquier dirección dentro del retículo, podríamos visualizar una celda de unidad en la que los iones sodio y cloruro han intercambiado sus posiciones. Tal tipo de cambio no suele apreciarse en la mayor parte de los cristales. Casi todas las partículas de una celda de unidad no pertenecen completamente a ella, la de los vértices son compartidas por celdas de unidad que confluyen en el centro de la partícula, la de los centros de los ejes estaba compartidas por cuatro celdas de unidad y las del centro de las caras por dos celdas, aunque parezca que una celda de unidad del cloruro de sodio consta de 14 iones cloruro y 12 iones de sodio o a la inversa. La celda de unidad refleja la simetría del cristal y la proporción estequimétrica de su fórmula química. Corte del retículo cristalino OOOOOO OOOOOO OOOOOO OOOOOO FORMA DE LOS 14 RETICULOS CRISTALINOS Estructura Cristalina: a) Cúbica- todos los ejes de igual longitud y ángulos de 90º. b) Rómbica-todos los ejes de igual longitud y ángulos iguales pero no de 90º. c) Tetragonal-dos ejes de igual longitud y todos los ángulos de 90º. d) Ortorrómbica ejes desiguales pero todos los ángulos de 90º. e) Monoclínica-ejes desiguales y dos ángulos de 90º. f) Triclínica-ejes desiguales, ángulos desiguales y sin ángulos de 90º. g) Hexagonal-dos ejes de igual longitud, dos ángulos de 90º y un ángulo de 120º.
  • 105. ENLACES EN LOS SÓLIDOS.- Clasificaremos a los sólidos cristalinos en cuatro categorías según los tipos de partículas que forman su retículo y los enlaces o interacciones que se presentan entre ellas, así tenemos las cuatro categorías más importantes:  Sólidos moleculares.  Sólidos covalentes.  Sólidos iónicos.  Sólidos metálicos. CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES TIPOS DE SÓLIDOS 1. Sólidos Moleculares.- Las posiciones de los retículos que definen las celdas de unidad de los sólidos moleculares están ocupadas por moléculas o elementos monoatómicos. Los enlaces dentro de las moléculas son covalentes pero sus fuerzas entre las moléculas de atracción son bastante débiles, estas ultimas van desde los enlaces de hidrógeno y las débiles interacciones dipolo-dipolo de las moléculas polares como el agua y el dióxido de azufre, hasta las muy débiles fuerzas de London de las moléculas simétricas y apolares del metano, dióxido de carbono, oxigeno molecular y los elementos monoatómicos como los gases raros. Debido a estas fuerzas débiles intermoleculares, las moléculas se desplazan con facilidad, por ello los sólidos moleculares son sustancias blandas con bajos puntos de fusión, son malos conductores y buenos aisladores eléctricos. 2. Sólidos Covalentes.- Las porciones del retículo de los sólidos covalentes están ocupadas por átomos, pero sin confundirse con los sólidos moleculares que constan de elementos monoatómicos como el argon ya que no hay enlaces covalentes en los sólidos moleculares monoatómicos. Los sólidos covalentes o sólidos malla son moléculas gigantes que presentan átomos enlazados covalentemente en una extensa y rígida red cristalina. El diamante y el cuarzo son sólidos covalentes, debido a la rigidez de estas
  • 106. estructuras fuertemente enlazadas la mayor parte de los sólidos covalentes son muy duros y funden a elevadas temperaturas como los electrones no pueden moverse libremente por esto, este tipo de sólidos covalentes son malos conductores térmicos y eléctricos a temperaturas ordinarias. 3. Sólidos Iónicos.- La mayoría de las sales cristalizan como sólidos iónicos en los que los iones ocupan lugares del retículo, como el cloruro de sodio, muchas otras sales cristalizan en el mismo retículo del cloruro de sodio, por ejemplo los haluros de litio, potasio, rubidio, óxidos y sulfuros. Tale sólidos isomorfos pueden sustituir a otros en parte de su retículo, en mayor o menos extensión como por ejemplo, el cloruro de cesio, el bromuro de cesio, el cloruro de talio, etc. Los sulfuros de cadmio, zinc y mercurio junto con el yoduro de cobre, bromuro de cobre, yoduro de plata y el oxido de zinc son isomorfos con estructura de la blenda de zinc. Los sólidos iónicos son malos conductores eléctricos y térmicos por que sus iones no pueden moverse fácilmente, salvo vibrando sobre sus proporciones fijas, sin embargo las sales fundidas son excelentes conductores por que sus iones pueden moverse fácilmente. Ejemplo: El Cloruro de sodio OOOOOO OOOOOO OOOOOO OOOOOO 4. Sólidos Metálicos.- Los metales cristalizan como sólidos metálicos en los cuales los iones metálicos ocupan las posiciones del retículo y están embebidos en la nube de electrones de valencia deslocalizada. En la práctica todos los metales cristalizan en uno de los tres retículos siguientes:  Cúbico centrado en el cuerpo.  Cúbico centrado en las caras.  Empaquetamiento compacto hexagonal. Los dos últimos tipos se denominan estructuras compactas por que las partículas se encuentran tan próximas y juntas como es posible. Supongamos que las esferas de igual tamaño representa el mismo cation metálico o cualquier otra partícula que forma estructuras compactas, consideremos una capa de esferas compactas del plano A y tan juntas como sean posible, en las depreciaciones del plano A se coloca en un plano esferas simétricas e idénticas B, si se coloca sobre un plano A un tercer plano de esferas resultara un agrupamiento ABA. En las estructuras mas compactas cada esfera tiene un numero de coordinación de doce, o sea tiene doce esferas alrededor en dichas estructuras se encuentra, que el 76 % de un volumen dado corresponde a las esferas y el 24 % es el espacio vacío. La estructura cúbica centrada en el cuerpo es un empaquetamiento menos eficaz, ya que cada esfera tiene solamente 8 en su alrededor y por tanto hay mas espacio vacío. Ejemplo: Estructura compacta OOOOOO OOOOOO
  • 107. UNIDAD X GASES Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que confundir sus conceptos, ya que el término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Propiedades de los Gases El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles ( n). Las propiedades de la materia en estado gaseoso son: 1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente. 2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión. 3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea. Recipentes de gas
  • 108. 4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada. Variables que afectan el comportamiento de los gases 1. PRESIÓN Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor. 2. TEMPERATURA Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin. 3. CANTIDAD La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular. 4. VOLUMEN Es el espacio ocupado por un cuerpo. 5. DENSIDAD Volumen de un gas
  • 109. Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros. Gas Real Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales. Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros. 1. - Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas. 2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas. 3. - El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio. 4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el liquida pueden ser miles de veces menor que la del gas se condensa. De aquí que nuestra suposición sea posible. 5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
  • 110. 6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo. Dentro de ciertos límites de baja y alta temperatura, el comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos. El estado de un gas está caracterizado por los valores que toman esos parámetros. En el caso general, ellos pueden modificarse simultáneamente, pero es usual estudiar previamente el comportamiento del gas cuando permanece constante uno de los parámetros y varían los otros dos. Ley general de los gases La ley general de los gases o ley combinada dice que una masa de un gas ocupa un volumen que está determinado por la presión y la temperatura de dicho gas. Estudian el comportamiento de una determinada masa de gas si una de esas magnitudes permanece constante. Esta ley se emplea para todos aquellos gases ideales en los que el volumen, la presión y la temperatura no son constantes. Además la masa no varía. La fórmula de dicha ley se expresa: (V1 * P1) / T1 = (V2 * P2) / T2 Es decir, el volumen de la situación inicial por la presión original sobre la temperatura es igual a el volumen final por la presión nueva aplicada sobre la temperatura modificada. La presión es una fuerza que se ejerce por la superficie del objeto y que mientras más pequeña sea ésta, mayor presión habrá. Ley de los gases ideales La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834. Su expresión matemática es:
  • 111. siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin. La ecuación de estado para gases reales Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals: Donde: P= Presión del gas ideal V= Volumen del gas ideal n= Moles de gas. R= Constante universal de los gases ideales (ver recuadro de la página 6). T= Temperatura. a y b son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente. Teoría cinética molecular Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular. • Todo gas ideal está formado por pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas). • Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada. • Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste. • Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética. • No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular. • La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente
  • 112. Ecuación general de los gases ideales Partiendo de la ecuación de estado: Tenemos que: Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2: Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura. El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando: De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. También se le llama la ecuación de estado de los gases; ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas. Procesos gaseosos particulares Procesos realizados manteniendo constante un par de sus cuatro variables (n, P , V, T), de forma que queden dos; una libre y otra dependiente. De este modo, la fórmula arriba expuesta para los estados 1 y 2, puede ser operada simplificando 2 o más parámetros constantes. Según cada caso, reciben los nombres: Ley de Boyle – Mariotte
  • 113. Formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión: (Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes). Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye; si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k, no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: Además se obtiene despejada que: Donde: P1= Presión Inicial P2= Presión Final V1= Volumen Inicial V2= Volumen Final Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de
  • 114. tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos. Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases. Experimento de Boyle Para poder comprobar su teoría, Boyle hizo el experimento el cual ayudo a comprobar su teoría, es el siguiente: Introdujo un gas en un cilindro con un émbolo y comprobó las distintas presiones al bajar el émbolo. A continuación hay una tabla que muestra algunos de los resultados que obtuvo: Experimento de Boyle × P (atm) V (L) P · V 0,5 60 30 1,0 30 30 1,5 20 30 2,0 15 30 2,5 12 30 3,0 10 30 Si se observan los datos de la tabla se puede comprobar que al disminuir el volumen, la presión P, aumenta y que al multiplicar P y V se obtiene PV = 30. Ejercicio Se tiene un volumen de 400 cm3 de oxígeno a una presión de 380 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 760 mm de Hg, si la temperatura permanece constante? Según la expresión matemática: 380 mm Hg x 400 cm3 = 760 mm Hg x V1 Despejando V1:
  • 115. Ley de Charles A una presión dada, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura. Matemáticamente la expresión: o Ejemplo Se tiene 3 moles de un gas ideal en un recipiente de 700 cm3 a 12°C y calentamos el gas hasta 27°C. Cuál será el nuevo volumen del gas? Volumen inicial = 700 cm3 Temperatura inicial = 12 + 273 = 285 °K Temperatura final = 27 + 273 = 300 °K De acuerdo con la Ley de Charles, al aumentar la temperatura del gas debe aumentar el volumen: Según la expresión matemática: 700 cm3 x 285°K = V2 x 300°K Despejando V2
  • 116. Ley de Gay-Lussac La presión del gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura: Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero se ha de enfriar el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente, y, eventualmente, explote. Ejercicio Se calienta aire en un cilindro de acero de 20 °C a 42°C. Si la presión inicial es de 4.0 atmósferas ¿Cuál es su presión final? Condiciones iniciales: T1 = 273 + 20 = 293 °K; P1= 40 atm Condiciones finales: T2 = 273 + 42 = 315°K ;P2=? Sustituyendo en la ecuación de Gay-Lussac:
  • 117. Ley de Charles y Gay-Lussac (Ley combinada de los gases) La ley de Charles y Gay-Lussac, frecuentemente llamada ley de Charles o ley de Gay- Lussac en la que se explica las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas. La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702. La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas diferentes, desde globos de aire caliente hasta acuarios. Se expresa por la fórmula: en esta ley actúan la presión de un gas ideal así como la de un gas constante Además puede expresarse como: Despejando T1 se obtiene: Despejando T2 se obtiene:
  • 118. Despejando V1 se obtiene: Despejando V2 se obtiene: Donde: V es el volumen, T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin), k es la constante de proporcionalidad. Ejercicio ¿Qué volumen ocupará una masa de gas a 150°C y 200 mm Hg, sabiendo que a 50°C y 1 atmósfera ocupa un volumen de 6 litros? Condiciones iniciales: V1 = 6 litros P1 = 760 mm Hg T1 = 50 = 273 = 323 K Condiciones finales; V2 = ? P2 = 200 mm Hg T2 = 150 + 273 = 423 K Remplazando: Ley de Avogadro
  • 119. Antecedentes La ley de Gay-Lussac no tenía una interpretación adecuada en base a los postulados de la teoría atómica de Dalton. Para John Dalton y sus seguidores, las partículas que forman los elementos eran los átomos y según su hipótesis de máxima simplicidad si dos elementos forman un sólo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento. Así, para el agua suponía una fórmula HO. Según esto, un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua, en contra de los datos experimentales. Avogadro No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre éstas moléculas y las del producto. Según la ley de Gay-Lussac esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre éstos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen. La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas" También el enunciado inverso es cierto: "Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura". Esta ley suele enunciarse actualmente también como: "La masa atómica o átomo-gramo de diferentes elementos contienen el mismo número de átomos". El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,02214179 × 1023 y es también el número de moléculas que contiene una molécula gramo o mol.
  • 120. Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc.), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos. Matemáticamente, la fórmula es: Con estas suposiciones, la justificación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac es bastante sencilla, como se muestra en los siguientes ejemplos. Síntesis del ácido Clorhídrico Experimentalmente se comprueba que un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de Cloro para dar dos volúmenes de Acido Clorhidrico. Según lo establecido en la ley de Avogadro, en cada volumen unidad (de Cloro y de hidrógeno) habrá un mismo y determinado número de moléculas (en nuestro ejemplo, hemos puesto seis moléculas). Como las moléculas de hidrógeno y Cloro son biatómicas, la reacción química de síntesis del HCl consistiría en la rotura de las moléculas de hidrógeno y Cloro y su posterior reorganización para dar doce moléculas de HCl (una por cada átomo de cloro e hidrógeno). Como hemos supuesto que en un volumen de gas hay seis moléculas, doce moléculas corresponden a un volumen dos veces mayor.
  • 121. Los volúmenes de los gases reaccionantes están en la relación 1:1, mientras que el de Acido Clorhídrico respecto al de cloro o al de hidrógeno está en la relación 2:1, tal como se establece la ley de Gay-Lussac. Síntesis del agua Experimentalmente se comprueba que dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua. De acuerdo con la ley de Avogadro, la reacción de síntesis del agua necesitaría que dos moléculas de hidrógeno reaccionaran con una molécula de oxígeno para obtener dos moléculas de agua. La molécula de oxígeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de agua. Si suponemos que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 12 átomos de hidrógeno y 12 átomos de oxígeno(aunque en la ilustración dice Hidrógeno). Si obtenemos dos volúmenes de agua (12 moléculas), cada molécula de agua debe tener de fórmula H2O y no HO como creía Dalton.
  • 122. Síntesis del amoniaco Experimentalmente se comprueba que tres volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de nitrógeno para dar dos volúmenes de amoníaco. Esta reacción de síntesis del amoniaco precisa que tres moléculas de hidrógeno reaccionen con una molécula de nitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoniaco. La molécula de nitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoniaco. Si suponemos que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 36 átomos de hidrógeno y 12 átomos de nitrógeno (aunque en la ilustración diga Hidrógeno). Si obtenemos dos volúmenes de amoniaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH3. Ley de Dalton En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí, cada molécula se mueve independientemente, de una forma análoga a como si estuviera totalmente aislada. En esa mezcla, cada gas se distribuye uniformemente por todo el espacio disponible, como si ningún otro gas estuviese presente. Las moléculas ejercen la misma presión
  • 123. sobre las paredes del recipiente que lo contiene que la que ejercerían si no hubiera ningún otro gas presente. En 1803, Dalton (1766-1844) enunció la ley de las presiones parciales: «en una mezcla de gases, la presión total ejercida por los mismos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviese solo en las mismas condiciones». Si varios gases, A, B y C, se colocan en un mismo recipiente, acaban formando una mezcla homogénea. La presión que cada gas ejerce individualmente en una mezcla se denomina presión parcial. La ley de Dalton de las presiones parciales se expresa: Ptotal = PA + PB + PC + … Tanto la mezcla de los gases como cada componente individual cumplen la ecuación de los gases ideales o perfectos: Ptotal × V = (nA + nB + nC+ …) RT Ejercicio Dos recipientes de un litro se conectan por medio de una válvula cerrada. Un recipiente contiene nitrógeno a una presión de 400 mm Hg y el segundo contiene oxígeno a una presión de 800 mm Hg. Ambos gases están a la misma temperatura. ¿Qué sucede cuando se abre la válvula? Suponiendo que no hay cambio de la temperatura del sistema cuando los gases se difunden y se mezclan uno con otro y que los gases no reaccionan, entonces la presión final total será igual a la suma de las presiones parciales de los dos gases: P total = P [N2] + P [O2] P total = 400 mm Hg + 800 mm Hg P total = 1200 mm Hg Ley de Graham Las velocidades de difusión de dos gases a la misma temperatura son inversamente proporcionales a raíz cuadrada de sus densidades El peso molecular es proporcional a la densidad
  • 124. Gases finales Si se quiere afinar más o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales que son variadas y más complicadas cuanto más precisas. Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus átomos/moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals. El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad, tendencia a formar enlaces. Así, por ejemplo, los gases nobles al ser monoatómicos y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano hidrógeno. Menos ideales serán los triatómicos como el dióxido de carbono, el caso del vapor de agua aún es peor ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno lo que aún reduce más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos el que tendrá un comportamiento más ideal será el metano perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así el butano es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es porque cuanto más grande es la partícula fundamental constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros. También se pierde la idealidad en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química. Comportamiento de los gases Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material.
  • 125. Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal. Sus moléculas, en continuo movimiento, logran colisionar las paredes que los contiene y casi todo el tiempo ejercen una presión permanente. Como el gas se expande, la energía intermolecular (entre molécula y molécula) hace que un gas, al ir añadiéndole energía calorífica, tienda a aumentar su volumen. Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir entre cada partícula se realiza mayor contacto, haciendo más fácil una o varias reacciones entre las sustancias. Para entender mejor el comportamiento de un gas siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal aunque este en realidad nunca existe y las propiedades de este son: Un gas está constituido por moléculas de igual tamaño y masa, pero una mezcla de gases diferentes, no. Se le supone con un número pequeño de moléculas, así su densidad es baja y su atracción molecular es nula. El volumen que ocupa el gas es mínimo, en comparación con el volumen total del recipiente. Las moléculas de un gas contenidas en un recipiente, se encuentran en constante movimiento, por lo que chocan, ya entre sí o contra las paredes del recipiente que las contiene. Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorías utilizan tanto la estadística como la teoría cuántica, además de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades límite, como el UF6, que es el gas más pesado conocido. Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y a la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven. Ecuación de van der Waals Para estudiar los gases reales con mayor exactitud, es necesario modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y los volúmenes moleculares finitos. Este tipo de análisis fue realizado por primera vez por el físico holandés L.D. van der Waals en 1973. además de ser un procedimiento matemático simple, el análisis de van der Waals proporciona una interpretación del comportamiento del gas real a nivel molecular.
  • 126. Cuando una molécula particular se aproxima hacia la pared de un recipiente, las atracciones intermoleculares ejercidas por las moléculas vecinas tienden a suavizar el impacto de esta molécula contra la pared. El efecto global es una menor presión del gas que la que se esperaría para un gas ideal. Van der Waals sugirió que la presión ejercida por un gas ideal, Pideal, está relacionada con la presión experimental medida, Preal, por medio de la ecuación: Donde a es una constante, n es el número de moles y V el volumen del gas: Otra corrección es la concerniente al volumen ocupado por las moléculas del gas. En la ecuación del gas ideal, V representa el volumen del recipiente. Sin embargo, cada molécula ocupa un nivel intrínseco finito, aunque pequeño, de manera que el volumen efectivo del gas se convierte en: Donde n es el número de moles del gas b es una constante. El término nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. Tomando en cuenta las correcciones de presión y volumen, se vuelve a escribir la ecuación del gas ideal en la forma siguiente:
  • 127. BIBLIOGRAFIA  Brown, Theodore L., Química la Ciencia Central, Prentice-Hall Hispanoamericana, S.A., México, 1.999.  Fontana, Sandro., Química General Universitaria, Fondo Educativo Interamericano S.A., México, 2.001.  Fred, Redmore H., Fundamentos de Química, Prentice-Hall Hispanoamericana, S.A., México, 2.003.  Ibarz, Babor., Química General, McGraw-Hill, México, 1.988.  Ocon, Tojo., Problemas de Ingeniería Química, Impreso en España por gráficas halar, Madrid, 2.001.  Schaum, Daniel B., Química General Teoría y Ejercicios, McGraw-Hill, México, 1.985.  Sienko, Michell J., Química Principios y Aplicaciones, McGraw-Hill, México, 1.998.  Solano, Diómedes., Química Inorgánica y General, Dimaxi S.A., Quito, 1.994.  Semishin, V., Prácticas de Química, Editorial Mockba, Moscú, 1.987.  Schiavello, Mario; Vicente Ribes, Leonardo Palmisano (2003). Fundamentos de Química. Barcelona: Editorial Ariel, S.A. ISBN 978-84-344-8063-6.  Rogero, Abrahams; Antoine DuChamper, Alexander Planz (1987). Modelos de predicción molecular para ingenieros.  http://www.monografias.com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle.shtml  http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INO RGANICA/gases.htm  www.educared.net/.../images/B/1563/gases.htm  Valores de la constante de los gases del NIST, http://physics.nist.gov/cgi- bin/cuu/Value?r|search_for=gas+constant
  • 128.  Ley de los Gases, Ley de Dalton; http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_00700.html  Ejercicios de gases, http://www.fisicanet.com.ar/