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apunte teorico de quimica del cbc

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apunte teórico de química del cbc incluye todos los temas que se ven en la materia

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  • Hola, quisiera descargar este material pero no me lo permite. Hay algún link en el cual se pueda?. Desde ya gracias
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apunte teorico de quimica del cbc

  1. 1. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y REDONDEO Lic. Lidia Iñigo Supongamos que pesamos algo en una balanza. ¿Si decimos que tiene una masa de 45,8 g será lo mismo que si decimos que su masa es 45,8000 g? Evidentemente la masa es la misma, pero no es lo mismo expresar el valor en una forma u otra. Toda medición tiene un error, que es propio del instrumento de medida y de la forma en que se realiza dicha medición. La diferente forma en la se expresa el valor dado como ejemplo está indicando ese error de medición. Como regla general se toma el criterio de que la menor diferencia que se puede apreciar con el instrumento de medición es su indeterminación. Si decimos que la masa es 45,8 g estamos diciendo que la masa mínima que se puede medir con esa balanza es de 0,1 g por lo tanto ese es el error de dicha medición. El valor medido será entonces 45,8 ± 0,1 g, o sea que dicho valor puede estar entre 45,7 y 45,9 g. En cambio si decimos que la masa es de 45,8000 g estamos diciendo que la masa mínima que se puede medir con esa balanza es de 0,0001 g, una décima de miligramo. El error de la medición será entonces 0,0001 g y el valor medido será 45,8000 ± 0,0001 g, o sea que dicho valor puede estar entre 45,7999 y 45,8001 g. Por supuesto en el segundo caso el error es mucho menor y la medición es mucho más precisa. Lo que llamamos CIFRAS SIGNIFICATIVAS están determinando el error con que se midió una determinada magnitud. Todas las cifras distintas de cero son significativas. Los ceros a la derecha o entre dos cifras distintas de cero son significativos. Los ceros a la izquierda NO son significativos. En el caso de nuestro ejemplo 45,8 g está expresado con tres cifras significativas, en cambio 45,8000 g está expresado con seis cifras significativas. ¿Con cuántas cifras significativas está expresado 0,0067030 kg? En la guía de ejercitación vas a encontrar que los datos de los problemas están dados con una determinada cantidad de cifras significativas (en general con tres). Se debe tener en cuenta que no tiene ningún sentido expresar un resultado con más cifras significativas que las que corresponden al error de las mediciones que condujeron a él. Cuando se hacen cálculos de alguna manera hay que ir trasladando ese error de los datos a través de los cálculos que se deben hacer. Cuando se suma o se resta, no se debe tener en cuenta la cantidad de cifras significativas sino los decimales. El resultado debe expresarse con la misma cantidad de decimales del dato que tenga menor cantidad de decimales. Cuando se multiplica o divide el resultado debe expresarse con la misma cantidad de cifras significativas del dato que tenga menor cantidad de cifras significativas. Si hacemos un cálculo y debemos expresar ese resultado con una determinada cantidad de cifras significativas, tenemos que “cortar” la cantidad de cifras. Eso es lo que se denomina redondeo. 1
  2. 2. Las reglas para el redondeo son: Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es menor a 5, la cifra que se conserva queda inalterada. Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es 5 o mayor a 5, la cifra que se conserva se debe aumentar en una unidad. En el caso del ejemplo anterior, 0,0067030 kg, si queremos expresarlo con tres cifras significativas es 0,00670 kg ó 6,70 . 10–3 kg, en cambio si queremos expresarlo con una sola cifra significativa es 0,007 kg ó 7 . 10–3 kg. Si se quiere expresar una cantidad como 12.574 m con tres cifras significativas la única manera de poder hacerlo es utilizando notación científica, y se expresa como 1,26 . 104 m. Pero por supuesto, cuando debemos resolver un problema, el mismo tiene varios datos y hay que hacer muchos cálculos. ¿Cómo se debe trabajar en ese caso? Cuando un problema tiene varios datos el resultado final debe expresarse con la misma cantidad de cifras significativas del dato que tenga menor cantidad de cifras significativas. Si se sacan resultados parciales, en los mismos se debe dejar por lo menos una cifra significativa más de las que se necesita tener en el resultado final. Es importante que trabajes correctamente al hacer los cálculos, ya que si en los resultados parciales se redondea mucho, o se redondea mal se puede llegar a un resultado final muy diferente del resultado correcto. Ha pasado muchas veces que los alumnos consultan porque un problema no les da la respuesta correcta. Cuando se mira la resolución no existen errores en su desarrollo; y la diferencia es porque dejaron muy pocas cifras significativas en los resultados parciales que fueron calculando, o porque redondearon mal, o ambas cosas juntas. En los exámenes no se exige que los resultados estén dados con la cantidad de cifras significativas que corresponden, pero ese resultado no puede superar el 3 % de error con respecto al resultado correcto. Lo importante es trabajar dejando algunas cifras más en los resultados parciales y luego redondear en el resultado final.
  3. 3. Respuestas Está expresado con 5 cifras significativas. Observá que si se expresa en notación científica son 6,7030 . 10–3 kg, y los ceros que no son significativos desaparecen. 1
  4. 4. SISTEMAS MATERIALES Lic. Lidia Iñigo Se denomina MATERIA a todo lo que forma los distintos objetos o cuerpos que nos rodean, ya sean inertes o seres vivos. La materia se caracteriza por ocupar un lugar en el espacio (tiene volumen) y por poseer masa. Denominamos material a las distintas “clases de materia” que podemos encontrar. Por lo tanto puede haber un mismo cuerpo formado por distintos materiales, o diversos cuerpos formados por un mismo material. ¿Qué ejemplos podés dar de un mismo cuerpo formado por distintos materiales y de distintos cuerpos formados por un mismo material? Ya debés conocer que la materia puede presentarse en tres distintos estados de agregación. Dichos estados de agregación son: sólido, líquido y gaseoso. Tenés que conocer los nombres de los distintos cambios de estado, los cuales están resumidos en el siguiente esquema: Debemos aclarar que algunos autores utilizan el nombre de sublimación tanto para el cambio de estado gaseoso a sólido como de sólido a gaseoso. Además la palabra vaporización involucra tanto cuando el cambio ocurre a nivel de la superficie (evaporación) como cuando ocurre en todo el seno del líquido (ebullición). El PUNTO DE FUSIÓN es la temperatura a la cual una sustancia funde, a una presión determinada. Si esa presión es la presión atmosférica normal se denomina punto de fusión normal. Análogamente el PUNTO DE EBULLICIÓN es la temperatura a la cual la sustancia pasa del estado liquido al gaseoso (por el fenómeno de ebullición). Los puntos de fusión y ebullición son propiedades características porque mientras se produce el cambio de estado de agregación la temperatura no cambia. Toda la energía que se pueda entregar es utilizada para el cambio de estado y no para aumentar la temperatura del 1
  5. 5. sistema. Por eso cuando se calienta agua a una presión de una atmósfera, la temperatura se eleva hasta llegar a 100 ºC, que es el punto de ebullición normal, y cuando el agua hierve esa temperatura se mantiene constante hasta que toda el agua pasó al estado gaseoso. La materia presenta distintas propiedades. Esas propiedades se pueden clasificar en intensivas y extensivas. PROPIEDAD INTENSIVA es la que no depende de la cantidad de materia o masa que se tome. PROPIEDAD EXTENSIVA es la que sí depende de la cantidad de materia. ¿Qué ejemplos podés dar de propiedades intensivas y extensivas? La densidad, ¿qué tipo de propiedad es, intensiva o extensiva? Denominamos SISTEMA MATERIAL a la parte del Universo que es objeto de nuestro estudio. Dicho sistema material se separa del resto del universo para su estudio, ya sea en forma real o imaginaria. Los sistemas materiales se pueden clasificar de diferentes formas. Si se clasifican según sus propiedades pueden ser homogéneos o heterogéneos. ¿Qué significan las palabras homogéneo y heterogéneo? Un SISTEMA HOMOGÉNEO se define como un sistema en el cual los valores de sus propiedades intensivas son iguales en cualquier punto del sistema en el que se midan. En un SISTEMA HETEROGÉNEO el valor que tiene una propiedad intensiva varía según sea la porción del sistema en el que se esté midiendo. Las partes de un sistema heterogéneo en las cuales una propiedad intensiva presenta el mismo valor se denominan fases. Por lo tanto un sistema heterogéneo presenta más de una fase y un sistema homogéneo presenta una única fase. En un sistema heterogéneo existe un cambio abrupto entre una fase y otra, con un límite bien definido. Ese límite entre las distintas fases es lo que se denomina interfase. Por supuesto, el que un sistema pueda verse como homogéneo depende del límite de apreciación. Un sistema que a simple vista puede parecer homogéneo, como la leche o la sangre, al verlo al microscopio se ve como un sistema heterogéneo. Por eso el límite que se toma para decidir si un sistema es homogéneo o heterogéneo no es lo que se puede ver a simple vista sino el límite visible al microscopio. La leche y la sangre son sistemas heterogéneos, por más que a simple vista parezcan homogéneos. Un concepto que suele traer dificultades es que cada interfase no determina necesariamente una fase. Pueden existir numerosas interfases y solamente dos fases. En un 2 3 4
  6. 6. sistema formado por aceite y agua, el aceite puede formar muchas gotas, cada una de las cuales determina una interfase, pero existen solamente dos fases, porque los valores para las propiedades intensivas en cada una de las gotas son los mismos, y todas las gotas de aceite forman una única fase. La segunda fase está formada por el agua. ¿Cómo podemos saber si un sistema material está formado por un único componente o por más? La forma de poder saberlo es tratar de separar esos componentes por métodos de separación. Los métodos de separación son métodos físicos. No entraremos en detalle en cuanto a los métodos de separación, pero los más comunes deben resultarte conocidos. Entre ellos podemos citar: filtración, decantación, tamización, disolución. Otros métodos más refinados pueden ser destilación, cristalización y cromatografía. Si intentamos separar los componentes de un sistema y logramos una separación, podemos asegurar que dicho sistema tiene más de un componente. Si por muchos métodos posibles no logramos una separación, podemos suponer razonablemente (pero no asegurar) que ese sistema tiene un único componente. Para asegurar que existe un único componente se deben utilizar además otros métodos de análisis. Una SUSTANCIA PURA es un sistema material formado por un único componente. Por lo tanto una sustancia pura no se puede separar por métodos físicos y su composición es constante, está caracterizada por una fórmula química definida. Una sustancia pura está caracterizada por sus propiedades intensivas, cuyos valores son constantes si se miden en las mismas condiciones experimentales. Otra forma de clasificar los sistemas materiales es según el número de sus componentes: si el sistema tiene un único componente será una sustancia pura, y si tiene más de un componente será una mezcla. Resumiendo la clasificación de los sistemas materiales: Homogéneos sustancias puras Según sus propiedades según el nº de o según el nº de fases: componentes Heterogéneos mezclas Una de las dificultades que aparecen es interpretar que estas dos clasificaciones son independientes. No porque un sistema esté formado por un único componente necesariamente debe ser homogéneo. Y la inversa, no porque un sistema esté formado por más de un componente (o sea por más de una sustancia pura) necesariamente debe ser heterogéneo. ¿Podés dar ejemplos de un sistema formado por un único componente y que sin embargo sea heterogéneo? ¿Y de un sistema homogéneo formado por más de un componente? 5
  7. 7. Los sistemas homogéneos formados por más de un componente se denominan SOLUCIONES. Las soluciones son mezclas, pero son sistemas homogéneos. Es un tipo especial de mezcla, cuyas propiedades pueden ser muy diferentes a las de sus componentes. Como en cualquier mezcla su composición es variable, y para tener correctamente determinado el sistema se debe conocer dicha composición. La forma más común de expresar la composición de una mezcla es la composición centesimal. Ésta es el porcentaje en masa de cada componente de la mezcla, o sea la cantidad de gramos de cada componente por cada 100 g de mezcla. Las sustancias puras pueden clasificarse en simples o compuestas. Las sustancias compuestas pueden descomponerse por transformaciones químicas en otras sustancias más sencillas. Las sustancias simples no pueden descomponerse por ningún método químico. Sustancias simples Sustancias puras Sustancias compuestas o compuestos Debés tener claro que una sustancia compuesta no es una mezcla, un compuesto es una sustancia pura, no puede separarse por métodos físicos y tiene una fórmula química definida y está caracterizada por sus propiedades intensivas. Una mezcla está formada por más de una sustancia pura y tiene composición variable. Por ejemplo, el agua no es una mezcla formada por el gas oxígeno y el gas hidrógeno, es una sustancia totalmente diferente, con propiedades totalmente diferentes. En una mezcla de gas oxígeno y gas hidrógeno cada uno de ellos, que son dos sustancias diferentes siguen conservando sus propiedades características. Tanto las sustancias simples como las compuestas están constituidas por los elementos químicos. Las sustancias simples están formadas por un solo elemento, y las sustancias compuestas o compuestos están formadas por más de un elemento. Pensá ejemplos de sustancias simples y de sustancias compuestas. Pero entonces: ¿a qué llamamos elemento? Los textos definen a los elementos químicos como los constituyentes de todas las sustancias, tanto simples como compuestas. Por ejemplo el elemento oxígeno es lo que es común a la sustancia oxígeno (el gas componente del aire), al ozono, al agua, al óxido de calcio, al ácido sulfúrico y a todos los compuestos que por descomposición puedan dar las sustancias simples oxígeno u ozono. Esta definición es muy antigua, antes de que se conociera la estructura atómica. Hoy en día aún un niño de escuela primaria conoce lo que es un átomo y su composición. Un ÁTOMO es la mínima porción de materia. 6
  8. 8. En un principio se creía que los átomos eran indivisibles e indestructibles. Hoy en día se sabe que están formados por partículas más pequeñas (protones, neutrones y electrones) y que pueden ser destruidos (en reacciones nucleares). Pero la destrucción de un átomo implica la destrucción de la materia, y la liberación de una inmensa cantidad de energía. Podemos dar una definición de elemento más intuitiva y moderna: Elementos son las “distintas clases de átomos” que se encuentran en la naturaleza. Cada tipo o clase diferente de átomo tiene su nombre y su símbolo, y eso es lo que llamamos elemento. El oxígeno, el ozono, el agua etc. están formados por átomos que tienen 8 protones y 8 electrones, y esos átomos corresponden al elemento que denominamos oxígeno. Existe una complicación adicional con la definición de elemento. También se denomina elemento a la sustancia simple. Se dice que el gas oxígeno es un elemento, o que el hierro metálico es un elemento. Esta definición también es válida y en los textos o en el uso corriente vas a encontrar la palabra elemento con cualquiera de las dos definiciones. Según la primera definición de elemento el grafito (lo que forma la mina de los lápices) y el diamante son dos sustancias simples diferentes formadas por el mismo elemento (carbono). Si se define elemento como sustancia simple el grafito y el diamante son lo que se denominan variedades alotrópicas del elemento carbono. Cuando decimos: el cloruro de sodio está formado por los elementos cloro y sodio ¿qué definición de elemento estamos utilizando? Y si decimos: por reacción química entre los elementos cloro y sodio se obtiene cloruro de sodio ¿cuál es la definición en este último caso? Dijimos que una sustancia pura está caracterizada por una fórmula química definida. Ya debés estar familiarizado con la definición de molécula. Una MOLÉCULA es la mínima partícula de una sustancia que sigue conservando sus características y propiedades particulares. Cuando decimos que la fórmula química del agua es H2O estamos diciendo que una molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno que se encuentran unidos. Por lo tanto esa es su fórmula molecular. La FÓRMULA MOLECULAR es la fórmula de una molécula, es decir, cuantos átomos de cada elemento están unidos formando una molécula de una determinada sustancia. Pero no todas las sustancias están formadas por moléculas. Esto se verá más adelante cuando se trate el tema Uniones Químicas. En las sustancias que no están formadas por moléculas su formula química corresponde a la mínima relación entre los elementos que la componen. Esta fórmula es la que se llama fórmula mínima o fórmula empírica. 7
  9. 9. La FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA corresponde a la mínima relación entre los elementos que forman una sustancia. En las sustancias que no están formadas por moléculas la única fórmula que existe es la fórmula empírica o mínima. Este es el caso de: CaCl2, Na2SO4, Fe ó Cu. En las sustancias formadas por moléculas la fórmula molecular y la fórmula mínima pueden coincidir. Esto sucede cuando la fórmula molecular corresponde también a la mínima relación entre los elementos (no se puede simplificar). Es el caso de H2O, HNO3 ó Br2O5. En otras sustancias moleculares la fórmula mínima y la molecular no coinciden. En este caso, la fórmula molecular siempre es un múltiplo de la fórmula mínima y al simplificarla para obtener la mínima relación, se llega a la fórmula mínima. Es el caso de C2H6 , C6H6, Cl2, P4 ó H2O2, cuyas fórmulas mínimas son respectivamente: CH3, CH, Cl, P, y HO. En este caso la fórmula mínima no es la fórmula real, simplemente indica la mínima relación entre los elementos y es un instrumento para llegar a la fórmula molecular; la fórmula real de la sustancia es la molecular.
  10. 10. Respuestas Un mismo cuerpo formado por distintos materiales puede ser, por ejemplo, una silla de madera, una silla de hierro o una silla de plástico. Distintos cuerpos formados por un mismo material pueden ser, por ejemplo, un vaso de vidrio, una jarra de vidrio y una fuente de vidrio. Propiedades extensivas son: masa, peso, volumen, longitud, etc. Propiedades intensivas son: color, olor, sabor, puntos de fusión y ebullición, dureza, etc. La densidad es una propiedad intensiva. La densidad es la masa sobre el volumen. Tanto la masa como el volumen son propiedades extensivas, pero al hacer el cociente se está tomando la masa que ocupa una unidad de volumen y esto es independiente de la cantidad de materia que se tome. La densidad del hierro metálico será la misma así se tome un pequeño clavo o una enorme viga, porque si se expresa en g/cm3 se está dando la masa que tiene un centímetro cúbico de hierro, sin importar si tenemos el clavo o la viga. La palabra homogéneo significa que no presenta diferencias, que es uniforme y tiene igual aspecto y propiedades en todas sus partes. Por el contrario algo heterogéneo no es uniforme y presenta diferente aspecto y propiedades en sus distintas partes. 1 2 3 4
  11. 11. El ejemplo de un sistema con un único componente pero que es heterogéneo es una misma sustancia en dos distintos estados de agregación, por ejemplo si se coloca yodo en un recipiente cerrado en él coexisten yodo sólido y en estado gaseoso. Otro ejemplo sería agua y hielo. Un sistema con más de un componente que sea homogéneo puede ser sal disuelta en agua; la nafta, que es una mezcla de hidrocarburos; o el aire, que es una mezcla de gases. Ejemplos de sustancias simples pueden ser: cloro, nitrógeno, hierro, aluminio, azufre, fósforo, etc. Ejemplos de sustancias compuestas pueden ser: agua, dióxido de carbono, bicarbonato de sodio, cloruro de sodio (sal de mesa), sacarosa (azúcar de mesa), etanol (alcohol) etc. Al decir el cloruro de sodio está formado por los elementos cloro y sodio estamos utilizando la definición de elemento como “distintas clases de átomos”, porque el cloruro de sodio no está formado por el gas cloro (Cl2) o la sustancia simple cloro y el sodio metálico o la sustancia simple sodio, sino que está formado por átomos del elemento cloro y átomos del elemento sodio que se encuentran unidos de una manera determinada (que se verá posteriormente en Uniones Químicas). Si decimos por reacción química entre los elementos cloro y sodio se obtiene cloruro de sodio estamos utilizando la palabra elemento como sinónimo de sustancia simple, porque los que reaccionan son el gas cloro (Cl2) y el sodio metálico, no los átomos de cloro y los átomos de sodio, que no se encuentran aislados en la naturaleza. 5 6 7
  12. 12. COMPOSICIÓN ATÓMICA Lic. Lidia Iñigo Esta primera parte de estructura atómica se encuentra en el libro Temas de Química General - Angelini, M. y otros, (versión ampliada). Buenos Aires, EUDEBA, 1993 (o ediciones posteriores), capítulo 3: Constitución del núcleo, Neutrón, Isótopos. También se encuentra en el libro Química Básica - Di Risio, C. y otros, Buenos Aires, Editorial CCC Educando, 2006 (o ediciones posteriores). capítulo 2, parte 5: La composición de los átomos. Debés asegurarte de conocer qué es un átomo, cuales son las distintas partículas que lo componen (protones, neutrones y electrones), su carga eléctrica, la relación entre sus masas y cómo están distribuidas. Esto se encuentra resumido en el siguiente cuadro: PARTÍCULA CARGA MASA (umas) Núcleo neutrones (nº) 0 ≈ 1 protones (p+) + ≈ 1 Parte externa electrones (e–) − 1/1840 El detalle de la distribución electrónica se estudiará mas adelante. Actualmente los físicos nucleares han encontrado otras partículas, pero el modelo de protones, neutrones y electrones sigue siendo válido. Es bueno que tengas idea del tamaño del núcleo con respecto al tamaño que ocupa todo el átomo, para eso está el problema 1 del tema Composición Atómica de la guía de ejercitación. Si quisiéramos hacer la representación de un átomo en una maqueta y tomáramos para representar al núcleo una bolita de 2 cm de diámetro, ¿cuánto mediría el diámetro de todo el átomo? Pensalo y da una respuesta, aunque sea lo que te parece intuitivamente, antes de ver la respuesta correcta. Debés saber también cómo se representa un átomo y qué son el número atómico (Z) y el número másico (A). El NÚMERO ATÓMICO (Z) es el número de protones. El NÚMERO MÁSICO (A) es el número de protones más el número de neutrones. Con estos dos números puede representarse un átomo y saber que cantidad de cada una de las distintas partículas se encuentran en él. 1
  13. 13. Un NUCLEIDO es todo átomo caracterizado por valores determinados de número atómico (Z) y número másico (A). Es importante que entiendas que la forma de representación que se utiliza para simbolizar a cualquier nucleido: es una convención y por lo tanto debe respetarse, y debés conocerla. ¿Por qué se llamará número másico? Pensá que en el núcleo, tan extremadamente pequeño, está concentrada prácticamente toda la masa del átomo. Entonces: ¿qué es lo que ocupa la inmensa mayoría del átomo? Debés conocer también qué es un isótopo, qué es un ión y cómo se denominan los iones positivos y negativos. ISÓTOPOS son átomos del mismo elemento que tienen distinta cantidad de neutrones, y por lo tanto tienen distinta masa, y también distinto número másico. Un IÓN es un átomo o conjunto de átomos con carga eléctrica. Por ahora veremos sólo los iones formados por un solo átomo con carga eléctrica. Los iones pueden ser positivos o negativos, según sea el signo de su carga eléctrica. Los iones positivos se denominan CATIONES y los iones negativos se denominan ANIONES. ¿Qué es un anión trivalente o un ión trinegativo? ¿Qué significa la palabra isoelectrónico? Un átomo puede perder o ganar electrones cuando se une a otros átomos al producirse una reacción química. Este tema se verá cuando se trate uniones químicas. Lo importante ahora es que en una reacción química intervienen los electrones más externos, y se pueden ganar perder 2 3 4 5
  14. 14. o compartir dichos electrones, pero el núcleo de los átomos permanece inalterado. Para que se modifique el núcleo de un átomo deben ocurrir fenómenos de radioactividad o reacciones nucleares, que están fuera del alcance de este curso. Esto es muy importante para que interpretes que: Un ión positivo se forma porque se perdieron electrones, y no porque se ganaron protones. De manera similar un anión se forma por la ganancia de electrones, y no por la pérdida de protones. Es decir que un catión tendrá menos electrones que el correspondiente átomo neutro, y un anión tendrá más electrones que el correspondiente átomo neutro. Esto se puede simbolizar con las siguientes ecuaciones: Ca Ca 2+ + 2 e − Cl + 1 e − Cl − Donde el Ca tiene 20 e− pero el Ca2+ tiene 18 e− , porque perdió dos electrones. Y el Cl tiene 17 e− pero el Cl− tiene 18 e− , porque ganó un electrón. ¿Cuál es la relación entre los iones Ca 2+ y Cl – ? Sabemos que un átomo puede perder o ganar electrones (cuando se une a otros átomos), puede tener distinta cantidad de neutrones y, sin embargo, sigue siendo el mismo elemento. ¿Tenés claro el concepto de elemento? ¿Entonces, quién es el que determina de qué elemento se trata? La inmensa mayoría de los elementos tienen isótopos, y también en la mayoría existe un isótopo que es mucho más abundante que los demás. La abundancia de cada isótopo de un determinado elemento en la naturaleza, al menos aquí en la Tierra, es constante. 6 7
  15. 15. Respuestas Es aproximadamente 100.000 veces mayor, mediría 200.000 cm = 2000 m = 2 km ¡Mediría 20 cuadras! Se llama número másico porque es el número entero más cercano a la masa de ese átomo en unidades atómicas de masa (uma) (conocerás esta nueva unidad de masa en el tema Magnitudes Atómico – Moleculares). La masa, tanto de un protón como de un neutrón, es aproximadamente igual a una unidad atómica de masa, y la masa de los electrones es despreciable, por ser casi 1840 veces menor que la uma, por lo tanto sumando protones y neutrones da el número entero más cercano a la masa de ese átomo en umas. La inmensa mayoría del átomo es vacío, en el que se encuentran girando los electrones. Un anión trivalente o un ión trinegativo es un átomo o conjunto de átomos con 3 cargas negativas. Al tener carga eléctrica ya no se denomina átomo, sino ión, o en forma más genérica partícula o especie. 1 2 3 4
  16. 16. Significa que tiene igual cantidad de electrones. Su relación es que son iones isoelectrónicos Podemos definir elemento en una forma más moderna que en el libro Temas de Química General como las distintas “clases” de átomos que existen. Cuando decimos que el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, nos referimos a esta definición. De acuerdo con esta definición, el grafito y el diamante serían dos sustancias simples diferentes formadas por el mismo elemento (carbono). Pero también existe otra definición de elemento y es llamar elemento a la sustancia simple. De acuerdo con esta definición, el grafito y el diamante serían variedades alotrópicas del elemento carbono. El que determina el elemento es el número de protones, que es el número atómico (Z). Mientras tenga el mismo Z, sigue siendo el mismo elemento; si cambia el Z, cambia el elemento de que se trata. 5 6 7
  17. 17. MAGNITUDES ATÓMICO − MOLECULARES Lic. Lidia Iñigo Verás que el texto Temas de Química General comienza por donde históricamente comenzó la Química, o sea, por las leyes gravimétricas. Hoy en día con los conocimientos de estructura atómica ya adquiridos y de teoría atómica molecular, esas leyes se pueden deducir lógicamente. No es necesario el estudio detallado de cómo surgieron, simplemente es necesario que sepas su enunciado interpretando y comprendiendo lo que significa. Fundamentalmente de las dos leyes principales, la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones constantes. En la parte de magnitudes atómico-moleculares son fundamentales cuatro conceptos básicos que debes asegurarte de tener claros antes de intentar resolver los problemas: masa atómica, masa molecular, mol y masa molar. Masa atómica: La masa atómica es lo que antes se llamaba peso atómico. Es la masa (en promedio) de un átomo de un elemento determinado. La unidad en que comúnmente se mide es la unidad de masa atómica, que veremos a continuación. ¿Conocés la diferencia entre peso y masa? ¿Por qué es más correcto hablar de masa atómica y no de peso atómico? En el tema Composición Atómica, se vio que no todos los átomos del mismo elemento tienen la misma masa (isótopos). La masa de un átomo o de una molécula, al ser extremadamente pequeñas no conviene medirlas en las unidades de masa que estamos acostumbrados a manejar (habitualmente el gramo) y por eso se creó una unidad de masa que se denomina unidad de masa atómica o, abreviando, uma. Su símbolo es u, y su relación con el gramo es: 1 u = 1,661 10 −24 g. Históricamente lo primero que pensaron los antiguos filósofos griegos era que los átomos de los distintos elementos tenían diferente peso, y que todos los átomos del mismo elemento tenían el mismo peso. Por lo tanto, lo primero que se intentó es tener una tabla de pesos atómicos. Pero lógicamente, una molécula o un átomo no pueden pesarse en una balanza. Los primeros químicos fueron sacando relaciones, primero entre los pesos de las distintas moléculas y luego llevando esas relaciones a los pesos atómicos. Ellos pudieron darse cuenta de que un átomo de cloro era tantas veces más pesado que un átomo de oxígeno, que éste era tantas veces más pesado que uno de carbono, etc. Como encontraron que el elemento más liviano era el hidrógeno, le asignaron valor 1. Al hacer esto estaban tomando el peso de un átomo de hidrógeno como unidad patrón de medida para medir el peso de los demás átomos. Medir algo es compararlo con un patrón, tomado arbitrariamente, que se denomina unidad. Por ejemplo, la unidad patrón para la medición de longitudes es el metro. Esos valores de pesos atómicos eran relativos porque la unidad, en ese momento el peso del átomo de hidrógeno, era desconocida. Esa unidad con el tiempo fue cambiando, luego se tomó como patrón el oxígeno, porque se combinaba con mayor cantidad de elementos. Pero al descubrirse los isótopos, los físicos tomaron la masa del isótopo más estable, el 16 O dividido 16, como unidad; en cambio, los químicos tomaron el promedio de las masas de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, siempre dividido 16. Fue así como durante muchos años existieron dos escalas de masas atómicas con una pequeña diferencia. 1
  18. 18. Esto pasó hasta que en el año 1961, para unificar, se tomó como patrón la masa de un átomo de 12 C dividido 12, y se creó la unidad de masa atómica. Esta unidad difiere muy poco de la masa de un átomo de hidrógeno. En realidad, lo que aparece como masa atómica relativa o simplemente como masa atómica y que se encuentra en todas las Tablas Periódicas es la masa atómica en umas; lo que sucede es que la creación de la unidad es muy posterior. Antes de la creación de la unidad era verdaderamente relativa y no tenía unidades. Por una cuestión de costumbre en muchos textos se sigue nombrando como masa atómica relativa, o como peso atómico. Además, debemos aclarar que en realidad no es la masa de un átomo en particular, sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, que tienen una abundancia determinada. Es importante que sepas que la masa atómica que aparece en las Tablas Periódicas está en umas; aunque, como cualquier masa, puede expresarse en otras unidades. La masa atómica en umas y número másico de un átomo son diferentes. ¿Cómo se define cada uno? ¿Cuál se encuentra en la Tabla Periódica? La masa atómica es un número fraccionario, ¿cuál es la razón? ¿El número másico puede ser fraccionario? Ese promedio que se hace para determinar la masa atómica de un elemento es un promedio pesado o ponderado (dando mayor importancia cuanto mayor es la abundancia de ese isótopo). ¿A la masa de cuál de los isótopos estará más cercano ese promedio? Masa molecular: Lo mismo que en el caso de la masa atómica es la masa promedio de una molécula (o fórmula empírica); y la unidad en que resulta más práctico medirla es en la unidad de masa atómica. Si conocemos la fórmula química de una sustancia y tomando como datos conocidos las masas atómicas, podemos calcular la masa de una molécula o de su fórmula empírica muy fácilmente, y así obtenemos la masa molecular. ¿Tenés claro el concepto de fórmula molecular y de fórmula empírica? Conociendo que 1 u = 1,661 10 −24 g y que la uma se define como la masa de un isótopo de carbono doce dividido doce, 1 u = C12 /12, o sea que un átomo de carbono doce tiene una masa de exactamente doce umas, podemos calcular cuántos átomos de C12 hay en una masa de exactamente 12 g de C12 . 2 3 4 5
  19. 19. 1 u ................ 1,661 10 −24 g 1,993 10 −23 g ............ 1 át. C 12 12,000000 u ................ 1,993 10 −23 g 12,00000 g ............ 6,02 10 23 át. C 12 Ese número de átomos debe resultarte conocido, es el número o constante de Avogadro. Y no solamente será el número de átomos de C12 que hay en exactamente 12 g de C12 , sino que, para cualquier elemento, cuando se tome una masa que expresada en gramos coincida numéricamente con su masa atómica en umas, tendremos la misma cantidad de átomos de ese elemento. Podemos verlo matemáticamente (m = masa). m de 1 át. O / m de 1 át. C 12 = 16 / 12 m de n át. O / m de n át. C 12 = 16 /12 Esto es válido cualquiera sea ese número n. Si se toman 16 g de oxígeno en esa masa deberá haber el mismo número de átomos de O que átomos de C12 hay en 12 g de carbono doce, y ese número es la constante de Avogadro. Repitiendo el mismo razonamiento pero ahora tomando una masa que en gramos coincida con la masa molecular en umas, por ejemplo para el agua 18 g, veremos que en 18 g de agua deberá haber la misma cantidad, pero ahora de moléculas de agua, que átomos de C12 hay en 12 g de C12 y ese número es 6,02 10 23 moléculas de agua. Para que tengas idea de lo inmensamente grande que es el número de Avogadro: si se hace la cuenta de cuántos segundos pasaron desde la creación del universo, el famoso big-bang, hace quince mil millones de años ( 1,5.1010 años), hasta el día de hoy solo pasó una pequeña fracción de mol de segundos. A ese número (constante de Avogadro) de partículas (moléculas, unidades de fórmula mínima, átomos, iones, etc.) se lo denomina un mol. Mol: Es la unidad de cantidad de sustancia y es una cantidad tal de sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas elementales de las que estemos hablando. En química la cantidad de sustancia no se mide en masa sino en moles, estamos contando moléculas o unidades de fórmula mínima, con la diferencia de que en lugar de contarlas de una en una, lo cual sería tener números tremendamente grandes y complicados para manejar, las medimos tomando como unidad la constante de Avogadro. En definitiva, no es más que un número y es lo mismo que cuando contamos por docenas. Todos saben que una docena son doce unidades, ahora deberán saber que un mol son 6,02 10 23 unidades de lo que estemos hablando. Y lo mismo que cuando hablamos de una docena debemos decir una docena de que, cuando hablemos de un mol deberemos decir si es un mol de moléculas, de átomos, etc. Masa Molar (M): teniendo claro lo anterior es evidente que la masa molar es la masa de un mol. La masa molar del agua será, por lo tanto, la masa de un mol de moléculas de agua, o sea 18 g, o la masa de un mol de cloruro de sodio (NaCl) es la masa de un mol de unidades de
  20. 20. fórmula mínima, o sea, 58,5 g. Observá que en este último caso no aclaramos un mol de qué, es simplemente porque en el caso de una sustancia que no forma moléculas sería demasiado largo, y se da por obvio. Debemos aclarar que cuando nos referimos a átomos es más claro decir masa de un mol de átomos. Por ejemplo, la masa de un mol de átomos de oxígeno es 16 g, pero la M del oxígeno es 32 g, porque es la masa de un mol de moléculas de oxígeno. La masa molecular y la masa molar son conceptos totalmente diferentes; aunque, para la misma sustancia, cuando la primera se expresa en umas y la segunda en gramos tienen el mismo número. ¿Podés aclarar estos conceptos? Si se toman 100 g de H2O (1 moléc. m = 18 u) y 100 g de CO2 (1 moléc. m = 44 u) ¿Se tienen la misma cantidad de moléculas de H2O que de CO2? ¿De cual sustancia hay más moléculas? Si no pudiste encontrar una respuesta pensalo con el siguiente ejemplo: Si se toman 500 g de aceitunas (de 5 g c/u) y 500 g de manzanas (de 100 g c/u), ¿se tienen la misma cantidad de aceitunas que de manzanas? ¿De cuál hay más? Teniendo claros estos conceptos, y con un poco de práctica para saber encontrar las relaciones que se necesitan, se puede resolver cualquier problema de magnitudes atómico- moleculares. Una relación que muchas veces les cuesta encontrar a los alumnos es la relación entre átomos y moléculas. Por ejemplo: la fórmula del trióxido de azufre es SO3, eso significa que una molécula de SO3 tiene un átomo de azufre y tres de oxígeno que se encuentran unidos. Si se pregunta cuántos átomos de oxígeno, o cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 25 g de SO3; se necesita conocer esa relación, y está dada por la fórmula: Si en 1 molécula de SO3 ………….hay…………………. 3 átomos de O en 5 moléculas de SO3 …..……..hay……………… 3 x 5 átomos de O Siempre habrá tres veces más átomos de oxígeno que moléculas, cualquiera sea el número de moléculas que tomemos. Si tomamos un número de Avogadro de moléculas: en 6,02 . 10 23 moléculas de SO3 .………..hay……………. 3 x 6,02 . 10 23 átomos de O Pero 6,02 . 1023 moléculas de SO3 es un mol de moléculas, y 6,02 . 1023 átomos de O es un mol de átomos de oxígeno, entonces: en un mol de moléculas de SO3 …………..hay………………. 3 moles de átomos de O 6 7
  21. 21. La relación es la misma, porque se está multiplicando por el mismo número, y está dada por la fórmula. Si en una molécula hay 3 átomos, en un mol de moléculas hay tres moles de átomos. Calculá ahora cuántos moles de átomos de oxígeno y cuántos átomos de oxígeno hay en 25,0 g de SO3 . 8
  22. 22. Respuestas La masa es una magnitud escalar, queda determinada por su valor y su unidad, en cambio el peso es una magnitud vectorial, es una fuerza, tiene módulo dirección y sentido. Según la ley de Newton F = m a (fuerza igual a masa por aceleración). Por lo tanto el peso es la masa por la aceleración de la gravedad. Es más correcto hablar de masa porque la masa es constante en cualquier parte del universo, en cambio el peso varía de acuerdo con la gravedad. Un átomo o molécula que se encuentren aquí o en la Luna tienen la misma masa pero no el mismo peso, porque la aceleración de la gravedad en la Luna es diferente de la que existe aquí en la Tierra. El número másico es la suma de protones más neutrones, no es la masa de un determinado átomo (o isótopo), pero es el número entero más cercano a dicha masa. En la Tabla se encuentra la masa atómica, que tampoco es la masa de un determinado isótopo sino el promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza. Pero como en la gran mayoría de los casos existe un isótopo mucho más abundante que los demás, cuando se redondea la masa atómica en umas hasta llegar a un número entero, se llega al número másico del isótopo más abundante. La masa atómica es fraccionaria entre otras razones porque es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza y porque la masa de un protón y de un neutrón no son exactamente 1 uma. El número másico no puede ser fraccionario, ya que se trata de una cantidad de partículas. 1 2 3
  23. 23. Ese promedio estará más cercano a la masa del isótopo que se encuentre en mayor abundancia. No todas las sustancias están formadas por moléculas. La fórmula mínima o empírica es la mínima relación entre los elementos que componen una sustancia. La fórmula molecular es la fórmula de una molécula, es decir cuántos átomos de cada elemento están formando una molécula de una sustancia. En las sustancias formadas por moléculas la fórmula mínima y la molecular pueden coincidir, como en el caso del H2O, HNO3 ó Br2O5. En otras sustancias moleculares la fórmula mínima y la molecular no coinciden. En este caso, la fórmula molecular siempre es un múltiplo de la fórmula mínima y al simplificarla para obtener la mínima relación, se llega a la fórmula mínima (que no es la fórmula real en este caso). Es el caso de: C2H6 , C6H6, Cl2 ó H2O2. En las sustancias que no están formadas por moléculas la única fórmula que existe es la fórmula empírica o mínima. Este es el caso de: CaCl2, Na2SO4, Fe ó Cu. La masa molecular en umas es la masa (en promedio) de una sola molécula o de una fórmula mínima. La masa molar en gramos es la masa de un mol de moléculas (o fórmulas mínimas) o sea de 6,02 10 23 moléculas. ¡Pequeña diferencia....! De la misma manera que en 500 g de aceitunas hay muchas más aceitunas (100), que manzanas hay en 500 g de manzanas (5); en 100 g de agua hay más moléculas de agua (de menor masa), que moléculas de dióxido de carbono hay en 100 g del mismo. No hay la misma cantidad, hay más moléculas de H2O. 4 5 6 7
  24. 24. Debemos primero saber la masa molar del SO3, y para ello calculamos su masa molecular en umas. m (SO3) = m (S) + 3 . m (O) = 32,1 u + 3 . 16,0 u = 80,1 u M (SO3) = 80,1 g/mol Sabiendo que en un mol de moléculas hay tres moles de átomos de oxígeno y que un mol de moléculas tiene una masa de 80,1 g: 80,1 g de SO3 …………………….. 3 mol de át. de O 25,0 g de SO3 …………………….. 0,936 mol de át. de O 80,1 g de SO3 …………………….. 3 x 6,02 . 1023 át. de O 25,0 g de SO3 …………………….. 5,64 . 1023 át. de O Esta no es la única forma de resolver el problema, pero es la más directa. En los problemas, sobre todo cuando se complican, no existe un único camino para resolverlos. Cuando se está aprendiendo es más difícil hallar el camino más corto, pero siempre que el razonamiento sea correcto el problema estará bien resuelto. 8
  25. 25. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS Lic. Lidia Iñigo En el texto Temas de Química General encontrarás explicados los experimentos que llevaron a determinar la estructura atómica y los principales modelos atómicos que hubo a lo largo de la historia. No se te preguntará sobre esto, pero es bueno que lo leas para poder entender cómo se llegó a los distintos modelos atómicos y por qué fueron cambiando con el tiempo. Debés interpretar el modelo inmediatamente anterior al actual que es el modelo de Bohr, porque te permitirá entender el modelo atómico actual. ¿Qué significa modelo en ciencia? ¿Por qué fueron cambiando los distintos modelos atómicos a lo largo del tiempo? El primer modelo atómico fue el de Joseph j. Thomson (1856 – 1940), que surgió a partir del conocimiento de la naturaleza eléctrica de la materia. Thomson postuló un modelo en el cual el átomo se describía como una nube esférica de carga positiva en la cual estaban insertos los electrones. Como si fuera un “budín” en el cual los electrones fueran las “pasas de uvas”. Años más tarde, Ernest Rutherford (1871 – 1937) probó mediante su experimento que la carga positiva del átomo estaba concentrada en un muy pequeño espacio, y propuso un nuevo modelo en el cual la carga positiva estaba concentrada en un núcleo muy pequeño y los electrones giraban en órbitas circulares alrededor de él. Modelo de Rutherford El modelo de Rutherford tenía una falla, y era que contradecía la física clásica por el hecho de que si el electrón se mueve en una órbita circular, está sometido a la aceleración centrípeta. De acuerdo con la física clásica, toda carga sometida a una aceleración pierde energía, lo cual haría que el electrón se fuera acercando cada vez más al núcleo describiendo una trayectoria espiral y terminaría pegándose al núcleo. Hacia fines del siglo XIX Max E. L. Planck (1858 – 1947), estudiando la radiación de un cuerpo negro, vio que los resultados experimentales no podían explicarse si se consideraba a la luz emitida como una onda, y formuló su teoría cuántica de la radiación. Esta teoría expresa que la materia no absorbe o emite energía en cualquier valor, sino en ciertos y determinados valores, o sea, en forma de “cuantos” de energía. La relación entre la energía y la frecuencia o la longitud de 1
  26. 26. onda de la luz emitida está dada por la ecuación de Planck; ΔE = h ν ó ΔE = h C/λ Donde h es la constante de Planck, ν es la frecuencia, C es la velocidad de la luz y λ es la longitud de onda. Es importante que veas que la energía de una radiación electromagnética es inversamente proporcional a la longitud de onda y directamente proporcional a la frecuencia, cuanto mayor longitud de onda, menor es la energía de esa radiación. ¿Por qué las ondas de radio no son nocivas para la salud y sí en cambio lo son los rayos x que se utilizan en las radiografías o los rayos ultravioleta? Basado en la teoría de cuantificación de la energía de Planck, Niels Bohr (1885 – 1962) propuso un nuevo modelo atómico, según el cual el electrón solo puede moverse en determinadas órbitas, y mientras el electrón se encuentre en ellas, no puede absorber ni emitir energía. Modelo de Bohr - Sommerfeld En el modelo atómico de Bohr; cuando el electrón se encuentra en sus órbitas no puede absorber o emitir energía.¿Cómo varía la energía de un electrón con respecto a la distancia al núcleo?¿Cómo absorbe o emite energía el átomo? ¿Por qué está cuantificada la energía? ¿Se mantiene esto en el modelo atómico actual? El ESTADO FUNDAMENTAL es el estado de menor energía. Cuando el átomo absorbe energía pasa a lo que se denomina un ESTADO EXITADO. Cuando se entrega energía al átomo, éste la absorbe pasando a un estado excitado, y luego regresa a su estado fundamental devolviendo esa energía en forma de luz. Si se obtiene un registro de las distintas longitudes de onda a las que el átomo absorbe o emite, ese registro es lo que se llama un espectro de absorción o emisión respectivamente. Debido a la cuantificación de la energía, en los espectros no se obtiene un continuo, sino líneas a determinadas longitudes de onda que corresponden a los distintos “saltos” de los electrones. Esos espectros son absolutamente particulares para cada elemento, tan particulares, que analizando la luz emitida por las estrellas puede llegar a saberse qué elementos se encuentran en su composición. Un ejemplo que podés ver a diario es lo que pasa al caer un poco de agua en una llama. La llama se torna de color anaranjado intenso y es debido a una de las líneas de emisión del sodio (el agua contiene sales de sodio), que cae en la región visible del espectro electromagnético. Esto se utiliza para la identificación del sodio. 2 3
  27. 27. Espectros de emisión El modelo de Bohr explicaba las líneas encontradas para el átomo de hidrógeno, pero no podía explicar los espectros de átomos con muchos electrones. Cuando los aparatos se fueron perfeccionando, se vio que cada línea que predecía el modelo de Bohr en realidad aparecía desdoblada en más líneas, como si en cada nivel de energía predicho por Bohr, existieran distintos subniveles. Determinados experimentos sólo pueden explicarse si la luz es considerada como una onda, y otros experimentos, como la radiación de un cuerpo negro, sólo pueden explicarse si la luz es considerada como partículas. Esto es lo que se llama la dualidad onda partícula. Louis V. De Broglie (1892 – 1987) supuso que la dualidad onda partícula que se daba en la luz podía darse también en el electrón, que hasta ese momento se consideraba como partícula. En realidad la dualidad onda partícula se da en todas las partículas muy pequeñas y que se mueven a velocidades muy grandes. Modelo Atómico Actual De la cuantificación de la energía, que llevó a toda una nueva mecánica, denominada mecánica cuántica, y de considerar al electrón como una onda, surge el modelo atómico actual. Este modelo propone una ecuación matemática (que nace de la mecánica cuántica) propuesta por Erwin Schröedinger (1887 – 1961) y que se denomina “Ecuación de Onda de Schröedinger”. Esta ecuación no tiene un significado concreto, pero cuando se la eleva al cuadrado, da la probabilidad matemática de encontrar al electrón dentro de un determinado espacio. La probabilidad matemática de encontrar al electrón dentro de un determinado espacio es lo que se denomina ORBITAL. En el modelo actual no existen órbitas, porque no se puede determinar una trayectoria o recorrido para el electrón. Para poder determinar el movimiento de cualquier partícula se necesita
  28. 28. conocer la expresión de su velocidad y su posición en un momento dado. Para el electrón esto es imposible de determinar, si se conoce su posición no se puede conocer su velocidad y viceversa. Esto es lo que se conoce como el principio de incertidumbre de Heisenberg. Werner Heisenberg (1901 – 1976). Lo único que se puede conocer es esa probabilidad matemática que denominamos orbital. La representación gráfica de esa probabilidad en el espacio es el “dibujo” que permite apreciar la forma del orbital; por ejemplo cuando hablamos de un orbital s, estamos hablando de un orbital que tiene forma esférica, dentro de esa esfera hay una gran probabilidad de encontrar al electrón. A su vez, dentro de esa esfera la probabilidad no es toda igual, cerca del núcleo es muy baja y hay una “cáscara” donde la probabilidad es máxima. Probabilidad Distancia al núcleo Orbitales p Lo que antes eran las órbitas del modelo de Bohr (K, L, M, N, etc.) ahora en el modelo actual pasan a ser los niveles de energía (1, 2, 3, 4, etc.). Dentro de esos niveles encontramos distintos subniveles y dentro de los distintos subniveles, los distintos orbitales. Tanto los subniveles como los orbitales se nombran con las letras s, p, d, y f. Esas letras provienen de la forma en que se veían las líneas de los espectros, en inglés; s es de sharp (nítida), p de principal, d de difuse (difusa), y f de fundamental. El nivel 1 tiene un solo subnivel que es el s, con un solo orbital que es el s. En el nivel 2 aparecen el subnivel s y el subnivel p. En el nivel 3 tenemos tres subniveles: s, p, y d. A partir del nivel 4 aparecen 4 subniveles: s, p, d y f. En los subniveles p hay tres orbitales distintos (de igual energía); en los subniveles d hay 5 orbitales y en los f hay 7 orbitales, siempre de igual energía. A medida que va aumentando el nivel de energía, se van “abriendo” cada vez más subniveles, y cada vez con más orbitales, que se van repitiendo en cada nivel. El orden de energía dentro de los subniveles de un mismo nivel es: s < p < d < f .
  29. 29. ¿Que diferencia hay, por ejemplo entre un orbital s del nivel 1 y un orbital s del nivel 2? Teniendo en cuenta que el estado fundamental del átomo es el estado de menor energía. Podríamos pensar que todos esos distintos niveles, subniveles y orbitales se encuentran vacíos y “armar” nuestro átomo acomodando los electrones en ellos. La CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE) es la distribución de los electrones en los distintos niveles y subniveles. Pero falta saber cuántos electrones pueden ponerse en cada orbital. ¿Cuántos electrones hay como máximo en cada orbital? ¿Por qué? ¿Cuántos electrones podrán ponerse como máximo en los subniveles s, p, d y f ? A partir de que se completa el subnivel 3p, el orden de llenado de los orbitales no coincide con el orden de energía. Luego del subnivel 3p se completa el subnivel 4s y después el 3d. La siguiente regla mnemotécnica sirve para saber el orden de llenado de los orbitales; es la regla de las diagonales. 4 5 6
  30. 30. Debés asegurarte de memorizar a qué se denomina estado fundamental y estado excitado de un átomo. Debés conocer también el significado de niveles y subniveles de energía, qué es un orbital, cuántos orbitales hay en cada subnivel, cuántos subniveles hay en cada nivel y cuántos electrones hay como máximo en cada orbital. Nivel nº Subniveles Subniveles Subnivel nº Orbitales 1 1 1s s 1 2 2 2s 2p p 3 3 3 3s 3p 3d d 5 4 4 4s 4p 4d 4f f 7 5 y sig. 4 ídem Esto te permitirá “armar” una configuración electrónica. Por ejemplo si z = 23 la configuración electrónica es: CE = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 . La regla de las diagonales es una regla mnemotécnica para escribir la configuración electrónica, pero como toda regla tiene sus excepciones. Si te fijás en la Tabla vas a encontrar unas cuantas excepciones, pero a nivel de este curso no es necesario conocerlas, si se les pide una CE, no se les va a pedir ninguna excepción. Debés saber escribir también las CE de iones. La CE de un ión, al menos en la mayoría de los elementos representativos, coincide con la configuración electrónica de un gas noble. Esto no es una casualidad, cuando veamos el tema Uniones Químicas veremos que los elementos, cuando se unen, pierden, ganan o comparten electrones pero no en cualquier cantidad, sino que pierden ganan o comparten electrones para llegar precisamente a una configuración electrónica más estable. En la mayoría de los elementos representativos esa configuración es la de un gas noble, que es muy estable porque tiene su nivel de energía completo. Lo que se denomina CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (CEE) es la configuración electrónica del último nivel de energía. Para determinar la CEE a partir de la CE se debe buscar el mayor nivel de energía, a partir de la primera vez que se lo encuentra y de ahí en adelante comenzar a fijarse. Cuando aparecen subniveles d ó f incompletos, ó completos pero la CE termina, forman parte de la CEE; pero si está completo y hay por lo menos un electrón en el subnivel siguiente, ya no forman parte de la CEE. Intentá practicarlo respondiendo la pregunta 7. La notación que se encuentra en dicha pregunta es una forma abreviada de la configuración electrónica, [Kr] significa la CE del Kriptón (hasta el 4º nivel de energía completo) y luego se continúa. Se puede abreviar con la CE de cualquier gas noble, es como comúnmente aparece en las tablas.
  31. 31. ¿Cuáles serían las CEE correspondientes a las siguientes CE? a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 b) [Kr] 5s2 4d10 5p4 c) [Kr] 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d3 d) [Kr] 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3 7
  32. 32. Respuestas Un modelo es una teoría que se postula para explicar un hecho, en este caso la estructura de un átomo. Mientras esa teoría esté de acuerdo con los datos experimentales y logre predecirlos, es válida, pero cuando no puede explicar los hechos experimentales, hay que modificarla o reemplazarla; por eso ha habido distintos modelos atómicos a lo largo del tiempo. Porque los rayos x y los rayos ultravioleta son de longitudes de onda muy pequeñas, del orden de los nm (nanometro, 1 nm = 10−9 m) y frecuencias muy grandes, por lo tanto tienen una energía muy grande. En cambio, las ondas de radio tienen longitudes de onda muy grandes (del orden de los m) y muy baja energía. El electrón tiene mayor energía cuanto más lejos del núcleo se encuentre. Un átomo absorbe energía cuando el electrón pasa de una órbita más interna a una más externa y emite energía cuando el electrón pasa de una orbita más externa a una más interna. La energía que puede absorber o emitir está cuantificada porque sólo puede ser el valor de la diferencia de energía que existe entre las órbitas entre las cuales el electrón “salta”. Esto es válido en el modelo actual, salvo que en lugar de órbitas tenemos niveles y subniveles de energía. La diferencia, además de la energía, es el tamaño. Los dos tienen forma esférica pero el 2 s es mayor, porque se encuentra a mayor distancia del núcleo. 1 2 3 4
  33. 33. En cada orbital van como máximo dos electrones. Esto es consecuencia del principio de exclusión de Pauli. Wolfgang Pauli (1900 – 1958). De la Ecuación de Onda de Schröedinger surgen cuatro parámetros que son los números cuánticos, el primero de ellos está indicando en qué nivel se encuentra el electrón, el segundo en qué subnivel, el tercero en qué orbital y el cuarto, que es el número cuántico de spin puede tener solamente dos valores. Como el principio de Pauli dice que en un mismo átomo no puede haber dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales (es como si fueran la identificación de cada electrón), si los tres primeros son iguales significa que están en el mismo nivel, en el mismo subnivel y en el mismo orbital, por lo tanto sólo queda para diferenciarlos el número cuántico de spin, que sólo toma dos valores, y como consecuencia sólo puede haber dos electrones por cada orbital. En el subnivel s 2, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. a) 4s2 3d10 b) 5s2 5p4 c) 6s2 5d3 d) 6s2 6p3 5 6 7
  34. 34. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Lic. Lidia Iñigo Ya desde que se conocieron los primeros elementos, los estudiosos de la ciencia se dieron cuenta de que había grupos de elementos que tenían características similares y quisieron agruparlos y clasificarlos. Pero fue recién en el siglo XIX, después de la teoría atómica de Jhon Dalton (1766 – 1844), cuando se dieron los primeros pasos que llevarían a una clasificación periódica. En ese tiempo se pensaba que todos los átomos de un elemento eran iguales y tenían la misma masa o peso atómico (hoy sabemos que no, debido a la existencia de isótopos). Se vio que había cierta regularidad entre las propiedades de los elementos y su peso atómico, y que éstas se repetían a intervalos regulares de ocho elementos. El primero en enunciar la llamada “ley periódica” y en hacer una Tabla Periódica de los elementos fue Dimitri Mendeléev (1834 – 1907). Dicha ley periódica decía que las propiedades de los elementos se encontraban en dependencia periódica de sus pesos atómicos. En la tabla propuesta por Mendeléev había algunos elementos que no quedaban correctamente ubicados de acuerdo con su peso atómico, y él sacrificó su orden pensando que el peso atómico estaba mal determinado. Tan importante fue el trabajo de Mendeléev que quedaban lugares vacíos en esta clasificación y él dedujo que tendría que haber elementos que ocuparan dichos lugares, y predijo sus propiedades. Muchos años después, cuando se descubrieron dichos elementos, como el galio, el germanio y el escandio, se vio que las propiedades predichas por él eran asombrosamente correctas. No fue hasta después del descubrimiento de los isótopos, en 1913, que se vio que en realidad las propiedades de los elementos no dependían de su masa atómica sino de la cantidad de electrones del átomo y, por lo tanto, de su número atómico. Esto explicó porqué en algunos elementos había que invertir el orden con respecto a su masa atómica. Hoy podemos enunciar la ley periódica como: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son una función periódica de su número atómico”. Es habitual que a los alumnos les cueste interpretar el significado de esta frase. Para hacerlo se necesita en principio conocer el significado de las palabras. ¿Qué es una función? ¿Qué significa la palabra periódica? ¿Qué es lo que significa el enunciado de esta ley? ¿Cuál es la importancia de la clasificación periódica? ¿Para qué sirve? Los períodos que aparecen en la clasificación periódica no son regulares, es decir, no son todos iguales. 1 2
  35. 35. Aparecen dos períodos de 8 elementos, luego dos períodos de 18 elementos y, por último, dos períodos de 32 elementos de los cuales el último está incompleto. Con el conocimiento que tenemos hoy en día de estructura atómica y del modelo atómico actual, vemos que si vamos colocando los elementos en el orden en que se van llenando los distintos niveles y subniveles de energía (el de la regla de las diagonales), comenzando cada línea horizontal al comenzar a “llenar” un nuevo nivel, queda formada la Tabla Periódica. Seguí el siguiente razonamiento teniendo a la vista una Tabla Periódica. El primer nivel (1s) tiene un solo subnivel con un solo orbital y, por lo tanto, pueden ir solamente dos electrones, lo que da lugar para solamente dos elementos, el que tiene un solo electrón que es el hidrógeno y el que tiene dos, que es el helio. Luego comenzamos a llenar el nivel 2, llenamos el subnivel 2s, con lugar para dos electrones, y luego se llena el 2p, con lugar para seis electrones. Esto da lugar al primer período de ocho elementos. El siguiente nivel es el 3, donde se llenan 3s y 3p, lo que da lugar al segundo período de ocho elementos. Pero después del subnivel 3p se comienza a llenar el 4s, con lo cual debemos ir a una nueva línea horizontal, lo que representa un nuevo período. Se completa el 4s, y luego el 3d, que da lugar a 10 elementos más y por último el 4p. Aquí aparece el primer período de 18 elementos. Luego comenzamos a llenar el nivel 5, que es igual que el cuatro (aparece el subnivel 4d) y se completa el segundo período de 18 elementos. El sexto nivel comienza con 6s, pero aquí, una vez completado se comienza a llenar el subnivel 4f, lo que da lugar a 14 elementos más y aparece el primer período de 32 elementos. Puede verse que los subniveles d comienzan a llenarse un nivel “atrasado” y por lo tanto quedan en el período siguiente. Los subniveles f se comienzan a llenar dos niveles “atrasados”, entonces el subnivel 4f queda en el período seis y el 5f queda en el período siete. Por lo que acabamos de ver, las líneas horizontales de la Tabla Periódica son los PERÍODOS. ¿Cómo quedan agrupados en la tabla los elementos que tienen características o propiedades similares? Las columnas verticales de la Tabla Periódica son los GRUPOS O FAMILIAS. Podrás observar que en la tabla quedan determinados distintos bloques según se van llenando los distintos subniveles. En las dos primeras columnas se llena el subnivel s, en las seis últimas columnas se llena el subnivel p y en las columnas del medio, que comienzan en el período 3, se completa el subnivel d. El subnivel f, cuyos elementos son muy similares entre sí, en la mayoría de las tablas aparece abajo para evitar una distribución tan larga en el sentido horizontal. 3
  36. 36. Los elementos cuya CE termina en orbitales s ó p se denominan ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, los elementos cuya CE termina en orbitales d se denominan ELEMENTOS DE TRANSICIÓN y los elementos cuya CE termina en orbitales f se denominan ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA. Debés notar que los elementos de transición interna no pertenecen a ningún grupo. Los que terminan en el subnivel 4p (período 6) se denominan lantánidos y los que terminan en el subnivel 5p (período 7) se denominan actínidos. ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades químicas similares? Existen dos nomenclaturas para nombrar a los grupos o familias. La más moderna, dada por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), numera de corrido con números arábigos a todos los grupos del 1 al 18. La nomenclatura más antigua o tradicional numera con números romanos y distingue entre los grupos de los elementos representativos y los de los elementos de transición con los subíndices A y B respectivamente. En la nomenclatura tradicional, el número del grupo coincide con el número de electrones de la CEE; salvo para las cuatro últimas columnas de los elementos de transición, ya que hay tres columnas que son grupo VIIIB y quedan como últimos los grupos IB y IIB con 11 y 12 electrones en su CEE respectivamente. Si tenemos que dar una expresión general para la CEE de la primera columna de la Tabla Periódica sería ns1 . La denominación para este primer grupo sería IA por ser el primer grupo de los elementos representativos. ¿Podrías dar la CEE y la denominación de todos los grupos de los elementos representativos? Nosotros usamos generalmente la nomenclatura tradicional para los grupos. Podés usar cualquiera de las dos nomenclaturas, siempre que las utilices correctamente. Es muy común encontrar entre las respuestas de los alumnos, por ejemplo, que el oxigeno pertenece al grupo 6. ¿Por qué es incorrecto de esta manera? Dentro de los grupos de los elementos representativos, donde algunos tienen nombres particulares, hay cuatro cuyos nombres debés conocer. El grupo IA es el grupo de los METALES ALCALINOS, el grupo IIA es el grupo de los METALES ALCALINO TÉRREOS, el grupo VIIA es el grupo de los HALÓGENOS (formadores de sales) y el grupo VIIIA es el grupo de los GASES NOBLES, gases inertes o gases raros. 4 5 6
  37. 37. Además en todas las tablas aparece una línea divisoria que forma una “escalerita” que comienza debajo del boro. Esta es la división entre metales y no metales. El carácter metálico es la tendencia a ceder electrones. Los elementos que se encuentran arriba y a la derecha de esta división (más el hidrógeno) son los no metales; y los que se encuentran abajo y a la izquierda son los metales. Esto significa que todos los elementos de transición y los de transición interna son metales. Esta división no es tajante, los elementos que se encuentran cerca del límite tienen características ambivalentes; se comportan como metales frente a un elemento con fuerte carácter no metálico y como no metales frente a un elemento de fuerte carácter metálico. Estos elementos, como el aluminio, el estaño o el plomo se denominan anfóteros. Es importante notar que la clasificación periódica propiamente dicha comienza en el segundo período y que los elementos del primer período, hidrógeno y helio quedan fuera de esta clasificación. ¿Por qué el hidrógeno y el helio quedan fuera de la clasificación periódica? Es importante notar que hay una relación directa entre la CEE de un elemento y suEs importante notar que hay una relación directa entre la CEE de un elemento y su ubicación en la tabla periódica. El número que denomina al grupo es el número deubicación en la tabla periódica. El número que denomina al grupo es el número de electrones de la CEE y el período es el máximo nivel de energía de la CEE. Esto permiteelectrones de la CEE y el período es el máximo nivel de energía de la CEE. Esto permite que simplemente conociendo el número atómico de un elemento se pueda deducir suque simplemente conociendo el número atómico de un elemento se pueda deducir su ubicación en la tabla sin necesidad de tener una tabla periódica. Con el z, sabiendo que seubicación en la tabla sin necesidad de tener una tabla periódica. Con el z, sabiendo que se trata de un elemento neutro, sabemos que el número de electrones es el mismo que el z.trata de un elemento neutro, sabemos que el número de electrones es el mismo que el z. Con el número de electrones podemos escribir su CE, con la CE determinamos su CEE yCon el número de electrones podemos escribir su CE, con la CE determinamos su CEE y con ésta el grupo y período a que pertenece el elemento.con ésta el grupo y período a que pertenece el elemento. Este razonamiento o el inverso, dada la CEE llegar al z del elemento, es elEste razonamiento o el inverso, dada la CEE llegar al z del elemento, es el que se pide en los problemas de Tabla. Esto se pedirá solamente para losque se pide en los problemas de Tabla. Esto se pedirá solamente para los elementos representativos, no para los de transición. Los problemas de tablaelementos representativos, no para los de transición. Los problemas de tabla están pensados para resolverse sin la tabla, no tiene sentido resolverlos con laestán pensados para resolverse sin la tabla, no tiene sentido resolverlos con la tabla delante.tabla delante. Una de las preguntas frecuentes de los alumnos es si van a poder tener unaUna de las preguntas frecuentes de los alumnos es si van a poder tener una Tabla en el parcial; y la respuesta es que sí. La pregunta inmediata es que si seTabla en el parcial; y la respuesta es que sí. La pregunta inmediata es que si se tiene la Tabla para qué se necesita saber resolver estos problemas. La respuestatiene la Tabla para qué se necesita saber resolver estos problemas. La respuesta es que en muchos de los problemas, incluyendo los de los parciales aparecenes que en muchos de los problemas, incluyendo los de los parciales aparecen elementos que se tienen que identificar, por ejemplo A, R ó T. En la Tabla noelementos que se tienen que identificar, por ejemplo A, R ó T. En la Tabla no aparecen dichos símbolos y si no saben resolver el problema, la Tabla no sirveaparecen dichos símbolos y si no saben resolver el problema, la Tabla no sirve para nada. En la guía de ejercitación hay algunos problemas que son ejemplo depara nada. En la guía de ejercitación hay algunos problemas que son ejemplo de lo que se acaba de exponer.lo que se acaba de exponer. 7
  38. 38. PROPIEDADES PERIODICAS Existen propiedades que varían en forma predecible a lo largo de un grupo o un período de la Tabla Periódica. Siempre hablamos en forma general y sin detenernos en algunas irregularidades excepcionales. Dichas propiedades son las denominadas propiedades periódicas. Entre ellas veremos el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad. Estas propiedades y su variación general en la tabla periódica nos permitirán analizar el comportamiento de los elementos al unirse entre sí, para llegar a los distintos tipos de uniones químicas. EL RADIO ATÓMICO es la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento que se encuentran unidos. LA ENERGÍA DE PRIMERA IONIZACIÓN es la energía que hay que entregar a un átomo, en su estado fundamental y en estado gaseoso, para separar el electrón más débilmente unido y formar un catión monovalente. LA ELECTRONEGATIVIDAD es la tendencia que tiene un determinado elemento de atraer hacia sí los electrones de un enlace. Notarás que no se define el radio atómico como la distancia desde el núcleo al último electrón. La definición dada en los textos de química, es lo que se llama una definición operacional, es decir, se define en la forma en que se puede medir. Además ésta es la definición para lo que llamamos radio covalente, cuando los elementos están unidos por unión covalente. No es la única definición de radio atómico, pero es la que utilizaremos en este curso. ¿Por qué no se puede definir el radio atómico como la distancia entre el núcleo y el último electrón ? Es importante que entiendas la siguiente justificación o explicación acerca de estas variaciones, porque te va a ayudar a memorizar cómo varían estas propiedades en la tabla periódica. El radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo y disminuye hacia la derecha en un período. Si se razona un poco, es evidente por qué el radio atómico aumenta al ir hacia abajo en un grupo, ¿podrías explicarlo? La variación en un período no es tan simple de explicar. Debemos definir lo que se denomina efecto de pantalla o apantallamiento. Los electrones de los niveles inferiores se interponen y “tapan” la carga del núcleo, disminuyendo la atracción entre el núcleo (positivo) y los electrones del último nivel (negativos). Actúan como si fuera una pantalla, de ahí su nombre. Este efecto se produce de nivel a nivel (los electrones del nivel 1 ejercen efecto de pantalla para todos los niveles siguientes, los del nivel 1 y 2 para los electrones del nivel 3 en adelante, etc.) pero no 8 9
  39. 39. entre los electrones de un mismo nivel. Si vamos hacia la derecha en un período, vemos que los electrones que hay de diferencia entre un elemento y los demás quedan todos dentro de un mismo nivel. Los electrones que ejercen efecto de pantalla son los de los niveles inferiores. Por esta razón en un período el efecto de pantalla es prácticamente constante, pero va aumentando la carga nuclear (hay cada vez más protones). Eso hace que predomine el efecto de aumento de la carga nuclear, los electrones del último nivel estén cada vez más atraídos por el núcleo y el radio atómico se achique. Si volvemos sobre la variación en un grupo, vemos que al ir hacia abajo también aumenta la carga nuclear, pero los electrones que hay de diferencia entre un elemento y los que se encuentran abajo quedaron todos, o por lo menos la gran mayoría, en los niveles inferiores y por lo tanto aumenta mucho el efecto de pantalla. Ese aumento del efecto de pantalla predomina sobre el aumento de la carga nuclear (es mayor) y, por lo tanto, los electrones del último nivel están cada vez menos atraídos por el núcleo y el radio aumenta. La variación de la energía de ionización puede relacionarse con el radio atómico. ¿En qué caso será más fácil poder “arrancar” ese electrón al átomo? ¿Cómo variará la EI en la tabla? La última propiedad periódica que vamos a ver es la electronegatividad. Fijate que por la forma en que está definida, la electronegatividad se define para un elemento que se encuentra unido. ¿Cuándo tendrá un elemento mayor tendencia a atraer los electrones de una unión? Relacionalo con el radio atómico ¿Cómo varía la electronegatividad en la tabla? En los problemas también aparecen el carácter metálico y la tendencia a formar cationes o aniones: ¿podés relacionarlos con la EI y decir cómo varían en la tabla? 10 11 12
  40. 40. Respuestas Una función es una relación (que puede ser matemática o no) tal que a cada elemento le corresponde un único elemento como resultado de esa relación. Por ejemplo, y = 2 x + 4 ó “tiene como madre a...” son funciones. Algo periódico es algo que se repite a intervalos regulares, ese intervalo es lo que se denomina período. Por ejemplo, una revista semanal es una publicación periódica y el período sería una semana. Por lo tanto, el enunciado de esta ley significa que las propiedades de los elementos vuelven a repetirse después de una determinada cantidad de números atómicos. Y esa cantidad de números atómicos es precisamente el período. La importancia de la clasificación periódica es que al agrupar a los elementos que tienen características similares, facilita el estudio de sus propiedades y comportamiento, ya que al conocer las características del grupo, se conoce las características de todos los elementos que lo componen. Esto fue lo que le permitió a Mendeléev predecir las propiedades de elementos que todavía no habían sido descubiertos. En las columnas verticales denominadas precisamente grupos o familias. 1 2 3
  41. 41. Si tomamos una columna o grupo cualquiera de la tabla periódica, por ejemplo, la primera: Elemento y Z CE H 1 1s1 Li 3 1s2 2s1 Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Vemos que lo que tienen de igual es el número de electrones de la configuración electrónica externa. No es exactamente la configuración electrónica externa porque cambia el nivel de energía. Precisamente esos electrones del último nivel son los electrones que se denominan de valencia, y son los que van a intervenir en las reacciones químicas. Como tienen el mismo número de electrones en su CEE, esos elementos van a tener un comportamiento químico y propiedades similares. ns1 …………………………..………...IA ns2 ……………………………..……...IIA ns2 np1 ……………………………....IIIA ns2 np2 ………………………………. IVA ns2 np3 ………………………………. VA ns2 np4 …………………………...….VIA ns2 np5 …………………….........….VIIA ns2 np6 ………………………….….…VIIIA 4 5
  42. 42. Porque se está utilizando la numeración arábiga, que corresponde a la nomenclatura moderna y en esta nomenclatura el oxígeno pertenece al grupo 16 y no al grupo 6 (que sería el VIB en la tradicional). La convención en la escritura debe respetarse porque si no el que lee interpreta que el oxígeno se encuentra en el sexto grupo de los elementos de transición. El oxígeno pertenece al grupo VIA ó 16, esa es la forma correcta de expresarlo. En el caso del hidrógeno, éste se encuentra en la primera columna simplemente porque su CEE coincide con la general para dicha columna; pero no pertenece al grupo, no es un metal alcalino; de hecho ni siquiera es un metal, el hidrógeno es un no metal (notá que en las tablas debajo del hidrógeno aparece la línea de división entre metales y no metales). En realidad el hidrógeno no pertenece a ninguno de los grupos de la clasificación periódica. En cuanto al helio, tiene CEE 1s2 , si nos guiamos por ella tendría que estar en el grupo IIA, sin embargo se encuentra en el grupo de los gases nobles. Está en este grupo porque pertenece al mismo, y tiene todas las características de los gases nobles, no tiene la CEE propia del grupo simplemente porque en el nivel 1 no existe el subnivel p, pero tiene su último nivel de energía completo como todos los gases nobles y por eso tiene características similares y es un gas noble. Porque, según el modelo atómico actual, no podemos determinar exactamente la trayectoria de los electrones y, por lo tanto, no se puede determinar con exactitud la distancia hasta donde puede llegar el último electrón. Porque al ir hacia abajo en un grupo estamos pasando a un mayor nivel de energía, y como habrás aprendido en el tema Estructura Electrónica de los Átomos un mayor nivel de energía implica una mayor distancia al núcleo. 6 7 8 9
  43. 43. Es evidente que será más fácil “arrancar” un electrón al átomo cuando ese electrón se encuentre menos atraído por el núcleo. Y cuanto mayor es el radio del átomo, los electrones el último nivel están menos atraídos por el núcleo. Por lo tanto la EI varía en forma inversa al radio atómico, aumenta hacia la derecha en un período y disminuye hacia abajo en un grupo. Notá que la explicación para la variación de las dos propiedades es la misma. Cuanto más retenidos se encuentren los electrones del último nivel, y menor sea el radio atómico, tanto mayor será la electronegatividad de ese elemento. Por eso la electronegatividad aumenta hacia la derecha en un período y disminuye hacia abajo en un grupo, igual que la EI y en forma inversa al radio. Ya definimos el carácter metálico de un elemento como la tendencia a ceder electrones. Cuanto menor sea la EI, más fácil será que ese elemento ceda electrones. Por lo tanto, el carácter metálico disminuye hacia la derecha en un período y aumenta hacia abajo en un grupo. Cuanto menor sea la EI, y mayor el carácter metálico, mayor será la tendencia a formar cationes. Por eso los metales tienen mucha tendencia a formar cationes. Por el contrario cuanto mayor sea la EI, menor será el carácter metálico (mayor el carácter no metálico) y mayor será la tendencia de ese elemento a formar aniones. 10 11 12
  44. 44. UNIONES QUÍMICAS - FÓRMULAS DE LEWIS - Lic. Lidia Iñigo Una vez conocida la ubicación en la Tabla y las tendencias de los elementos a ceder o a captar electrones, podemos explicarnos cómo y por qué los elementos se unen de determinada manera. ¿Cuáles son los elementos que tienen tendencia a ceder electrones y cómo se hallan ubicados en la Tabla Periódica? ¿Cuáles son los elementos que tienen tendencia a captar electrones y cómo se hallan ubicados en la Tabla Periódica? En el tema Estructura Electrónica de los Átomos vimos, al ver la configuración electrónica de iones, que los elementos, cuando se unen, pierden, ganan o comparten electrones, pero no en cualquier cantidad, sino que lo hacen para llegar a una estructura más estable. Esa estructura más estable en la mayoría de los elementos representativos es la correspondiente a un gas noble. ¿Por qué son tan estables los gases nobles? Como todos los gases nobles, excepto el Helio, tienen 8 electrones en su último nivel de energía (en su CEE); esto llevó a la denominada regla del octeto, o sea que los elementos tienden a completar sus 8 electrones en el último nivel. Como toda regla, tiene sus excepciones (algunas de las cuales veremos como ejemplo). El Hidrógeno al unirse no completa 8 electrones, sino 2. Pero el Hidrógeno no es una excepción a la regla. ¿Por qué el hidrógeno no es excepción a la regla del octeto? Tenemos entonces tres posibilidades de unión entre los distintos elementos. Si se unen un elemento con tendencia a ceder electrones (metálico) y un elemento con tendencia a captar electrones (no metal, con alta electronegatividad) con una gran diferencia de electronegatividad entre sí; el metal cederá sus electrones al no metal y se formarán iones, quedando el metal como catión y el no metal como anión. La atracción electrostática entre los iones de signo contrario forma la UNIÓN IÓNICA. LA UNIÓN IÓNICA se produce cuando se unen un metal y un no metal con suficiente diferencia de electronegatividad entre sí. Se forman iones con cargas eléctricas contrarias y la atracción electrostática entre ellos forma la unión. 1 3 4 2
  45. 45. El ejemplo de unión iónica es el cloruro de sodio. El sodio que se encuentra en el grupo IA, tiene mucha tendencia a ceder ese último electrón porque al hacerlo se queda con la CE del gas noble anterior. El cloro necesita ganar un electrón para llegar a la CE de gas noble. El sodio cede su electrón al cloro y los dos completan su octeto. La representación de esto en una estructura o fórmula es lo que se llama fórmula o estructura de Lewis. Si se unen dos elementos metálicos (o átomos del mismo elemento, que es el caso más usual), con tendencia a ceder electrones y baja electronegatividad; como esos últimos electrones están muy débilmente unidos lo que se produce es una red tridimensional de cationes entre los cuales pueden moverse libremente los electrones. Esa es la UNIÓN METÁLICA, que tiene características particulares que luego veremos. LA UNIÓN METÁLICA se produce en general entre los átomos de un mismo elemento metálico, que tiene baja electronegatividad, como en el hierro, el cobre o el aluminio. La unión metálica no tiene representación en una estructura de Lewis. Por último, si se unen dos elementos con tendencia a captar electrones (de alta electronegatividad y poca diferencia de electronegatividad entre sí), como los dos “quieren quedarse” con los electrones, ya que necesitan captar electrones para completar su octeto, terminan compartiéndolos. Ésta es la UNIÓN COVALENTE. LA UNIÓN COVALENTE se produce entre no metales, elementos con alta electronegatividad y poca diferencia de electronegatividad entre sí. Es covalente la unión existente en la molécula de cloro, donde como ambos átomos necesitan un electrón más para completar su octeto, comparten un par de electrones, eso es lo que se denomina una unión covalente simple.
  46. 46. En el caso del cloro, los dos átomos que se unen son del mismo elemento, y por lo tanto tendrán la misma electronegatividad. El par electrónico que se comparte está igualmente compartido, eso es lo que se denomina una unión covalente pura o no polar. Pero la unión covalente también puede darse entre elementos que tengan diferente electronegatividad, como por ejemplo el cloruro de hidrógeno. δ− δ+ En este caso el cloro es más electronegativo y el par electrónico que se comparte no está igualmente compartido, sino que se encontrará (en promedio) más cerca del cloro que del hidrógeno. Esto es lo que se denomina una unión covalente polar. En estos casos hay una separación de carga, pero no la suficiente como para que la unión sea iónica. Se dice que hay una fracción o densidad de carga negativa del lado del cloro y una fracción o densidad de carga positiva del lado del hidrógeno y se forma lo que se denomina un dipolo. LA UNIÓN COVALENTE ES PURA O NO POLAR cuando no hay diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. LA UNIÓN COVALENTE ES POLAR cuando existe una diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos. Si tenemos en cuenta esto, desde un extremo, que es la unión covalente pura, si vamos aumentando la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen podremos llegar hasta el otro extremo que es la unión iónica. Entonces surge la pregunta: ¿dónde está el límite? ¿hasta dónde seguimos diciendo que la unión es covalente y dónde comenzamos a decir que la unión es iónica? La respuesta es que ese límite no está rígidamente definido. De hecho hay diferencias de apreciación entre diferentes autores. Pero la diferencia de electronegatividad es un parámetro que ayuda mucho a determinar si una unión es covalente o iónica y, por lo tanto, si un compuesto es covalente o iónico. Nosotros vamos a tomar como límite una diferencia de electronegatividad de 2, si es menor diremos que es covalente; y si es 2 o mayor, que es iónica. ¿Por qué necesitamos saber si una unión es iónica o covalente? Hablamos de la diferencia de electronegatividad. Muchas Tablas Periódicas traen el dato de electronegatividad. Las electronegatividades que aparecen en la Tabla Periódica de la guía de ejercitación corresponden a Linus Pauling (1901 – 1994). Esos valores son empíricos, son valores relativos obtenidos dando un valor arbitrario al elemento más electronegativo que es el flúor. ¿Por qué quedan fuera de la tabla de electronegatividades los gases nobles? Uno de los errores comunes entre los alumnos es creer que las cosas son de una manera u otra, y que no existen matices intermedios. Entonces memorizan “entre metal y no metal la unión es iónica”. Esto no es siempre verdadero. La unión iónica siempre se va a dar entre un metal y un no metal, pero entre un metal y un no metal que tengan suficiente diferencia de 5 6
  47. 47. electronegatividad entre sí. Vamos a ver ejemplos de uniones entre metal y no metal que son covalentes. Es importante que tengas en cuenta que ese límite de diferencia de electronegatividad no es una cosa tajante, y además que la diferencia de electronegatividad no es lo único que hace que un compuesto sea iónico o covalente. Por eso cuando esa diferencia está cerca del límite hay que tener cierto cuidado. Por ejemplo entre el berilio, un metal del grupo IIA, y el cloro, un halógeno, uno diría a priori que la unión es iónica. Si uno mira la diferencia de electronegatividad en la Tabla, es 1,5 y se trata de un compuesto covalente. Si tomamos el azufre y el sodio, su diferencia de electronegatividad es 1,6, sin embargo es un compuesto iónico a pesar de que la diferencia de electronegatividad es casi la misma. Si nos fijamos en los radios atómicos podemos encontrar una explicación: para el cloro el radio es 100 pm (picometros, 1pm = 10−12 m), para el berilio 112 pm, para el azufre 103 pm y para el sodio 186 pm. ¿Podrías dar esa explicación? Existen distintos tipos de uniones covalentes: UNIÓN COVALENTE SIMPLE cuando se comparte un solo par de electrones (cada átomo aporta un electrón). Es el caso visto en el cloro o en el cloruro de hidrógeno. UNIÓN COVALENTE DOBLE cuando se comparten dos pares de electrones entre los mismos átomos, es el caso del dióxido de carbono. UNIÓN COVALENTE TRIPLE cuando se comparten tres pares de electrones entre los mismos átomos, es el caso del nitrógeno. UNIÓN COVALENTE DATIVA O COORDINADA cuando el par que se comparte es aportado por uno solo de los átomos que se unen, es el caso del dióxido de azufre. Tendrás que poder escribir las fórmulas de Lewis de muy diversos compuestos. Debés notar que en las estructuras de Lewis los electrones que se representan son los electrones de valencia, los del último nivel, o sea, los de la CEE. 7
  48. 48. ¿Quién nos dice cuántos electrones se deben poner a un elemento determinado en una estructura de Lewis? Tenés que notar también que en las fórmulas de Lewis representamos de manera diferente a los electrones de los distintos átomos (círculos, cruces, etc.). Esto no significa que los electrones sean diferentes, todos los electrones son iguales e indistinguibles. Simplemente es un recurso didáctico para comprender cómo es la unión. Otra cosa importante es que en las fórmulas de Lewis los electrones siempre se colocan en pares, y los electrones que no forman uniones siempre están formando pares, por eso hablamos de pares de electrones compartidos (cuando forman una unión) y pares de electrones sin compartir o libres (cuando no están formando unión). Para armar las fórmulas de Lewis de compuestos sencillos tenés que tener en cuenta que en la gran mayoría de los compuestos se cumple la regla del octeto. Un elemento entonces perderá, ganará o compartirá los electrones que le falten para completar su nivel de energía y llegar a la CE de gas noble. El grupo IA siempre se unirá perdiendo un electrón (unión iónica), o formará una unión metálica, pero no forman uniones covalentes. El grupo IIIA en uniones iónicas pierde tres electrones y en uniones covalentes (B y Al) comparte tres pares de electrones, siendo una excepción a la regla del octeto. El grupo IVA , el caso del carbono por ejemplo, deberá compartir cuatro pares de electrones, que pueden ser cuatro uniones simples, dos simples y una doble, dos dobles o una simple y una triple. El carbono no forma uniones iónicas, sí lo hacen los metales del grupo como el estaño y el plomo. ¿Podés completar este razonamiento para los demás grupos de los elementos representativos? Si consideramos cuántos pares de electrones debe compartir cada elemento y la regla del octeto, se pueden “armar” muchas fórmulas de Lewis de compuestos sencillos, aunque cuando aumenta el número de átomos ya no hay una sola posibilidad de unión respetando la regla del octeto. Volviendo al ejemplo del dióxido de azufre, sabiendo que la molécula no es cíclica, quedan tres posibilidades de unión y las tres respetan la regla del octeto. ¿Podrías hacer las tres posibles fórmulas de Lewis para el SO2 ? Pero la fórmula correcta es una sola, y la razón está en la naturaleza de la unión covalente dativa. ¿Podés explicarlo? Practicá ahora escribiendo las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos, determinando primero si son iónicos o covalentes. Tené en cuenta que la diferencia de electronegatividad es simplemente la diferencia entre los elementos, siempre positiva (mayor menos menor). Por ejemplo en el Cl2O, no porque tenga dos átomos de cloro tengo que multiplicar la electronegatividad del cloro por dos, es el valor para el oxígeno menos el valor para el cloro. SrF2 8 10 9 11 12
  49. 49. Cl2O BeCl2 K2O Ca3N2 PbCl4 Todos los compuestos que siguen están formados por elementos no metálicos. En estos casos no es necesario fijarse la diferencia de electronegatividad, siempre las uniones serán covalentes. Además, en todos los casos se cumple la regla del octeto y hay una única manera de unir los átomos respetándola. Escribí sus fórmulas de Lewis: H2O2 N2H4 C2H4 N2H2 SO3 C2H2 CH2Cl2 H2CO HCN Podemos pasar ahora a estructuras de Lewis de compuestos más complicados. En estos casos ya no hay una sola forma de unir los átomos respetando la regla del octeto, y se debe conocer en qué forma se deben unir. Comenzaremos por los óxidos ácidos en los que el no metal tiene número de oxidación impar distinto de uno (si no conocés los nombres consultá el tema 13 14 15 16 17 18 19 20 22 21 23 24 25 26
  50. 50. Número de Oxidación y Nomenclatura). Es estos casos, cuya fórmula general es X2On en la que X es el no metal, siempre hay un oxígeno en el centro formando “puente” entre los dos átomos de X y unido a ellos por uniones covalentes simples. Se debe comenzar a hacer la estructura haciendo este paso y luego hay que fijarse si el no metal completó sus ocho electrones. Si no lo hizo, se deben agregar los oxígenos que faltan completando las uniones faltantes, y una vez que el no metal completó su octeto, la única manera de seguir uniendo los oxígenos que faltan es por uniones dativas. Siempre los oxígenos se disponen en forma simétrica. Ejemplo: N2O5 primer paso Como los nitrógenos no completaron sus ocho electrones y les falta compartir dos pares de electrones, y además faltan unir cuatro oxígenos, debemos unir dos oxígenos a cada nitrógeno, pero si hacemos uniones simples los oxígenos no completarían su octeto. Por lo tanto, hacemos una unión doble con un oxígeno a cada nitrógeno y de esa forma todos completan su octeto. Los otros dos oxígenos se unen por uniones dativas uno a cada nitrógeno. En el caso de los oxoácidos, su fórmula general es HaNoMet.Ob. A pesar de la forma en que se escribe la fórmula, hay que recordar que él, o los hidrógenos, nunca están unidos al no metal (que en general tiene atomicidad uno), sino a los oxígenos. El no metal queda en el centro, unido a los oxígenos y algunos de esos oxígenos tendrán unidos hidrógenos. Nuevamente debemos comenzar la estructura de Lewis colocando el no metal, uniendo los oxígenos que estén unidos a hidrógenos por uniones covalentes simples y luego fijarnos si el no metal completó sus ocho electrones; en el caso de no haber completado uniremos los oxígenos hasta completar, y luego si faltan unir más oxígenos, se unirán por uniones dativas. Ejemplo: H2CO3 primer paso El carbono no completó el octeto y le falta compartir dos pares de electrones al igual que el oxígeno que falta unir. Entonces dicho oxígeno se debe unir por una unión covalente doble. Los ácidos se denominan de esa manera precisamente porque en solución acuosa pierden sus hidrógenos como protón (el hidrógeno deja su electrón) y forman los aniones O N O O O N O O NN H CO O H O H CO O H
  51. 51. correspondientes. Si lo que se quiere hacer es la estructura de Lewis del anión, se deben seguir los mismos pasos, simplemente que en lugar de tener unidos hidrógenos, los oxígenos tendrán un electrón de más, esos electrones darán las cargas negativas correspondientes. ¿Podrías hacer la estructura de Lewis de los aniones correspondientes al ácido carbónico 1) CO3 2– y 2) HCO3 – ? Las oxosales provienen de la neutralización de un hidróxido y un oxoácido (si no conocés los nombres consultá el tema Número de Oxidación y Nomenclatura), el hidróxido deja el catión del metal y el oxoácido el oxoanión. La unión entre el catión metálico y el anión es iónica. Por lo tanto, cuando se pide la estructura de Lewis de una oxosal se deben disociar (separar) el anión y el catión teniendo en cuenta que la sal es neutra y por lo tanto tiene la misma cantidad de cargas positivas que negativas. Por ejemplo: Fe2(CO3)3 se disocia en dos iones Fe3+ y tres iones CO3 2– (si te cuesta saber como disociar consultá el tema Electrolitos y Disociación Iónica, que forma parte del tema Soluciones Acuosas de Compuestos Iónicos, en la unidad Soluciones; porque es necesario para escribir correctamente la fórmula de Lewis). Luego lo que falta es desarrollar la estructura de Lewis del anión. Por lo tanto la estructura de Lewis completa de la sal sería: CO O O( ) 2_ Fe2 3 3+ 27
  52. 52. Respuestas Los elementos con tendencia a ceder electrones son los metales, y se hallan ubicados hacia la izquierda y hacia abajo en la Tabla. Cuanto más a la izquierda y más abajo se ubique un elemento, mayor será su tendencia a ceder electrones. Los elementos con tendencia a captar electrones son los no metales, y se hallan ubicados hacia la derecha y hacia arriba en la Tabla. Cuanto más a la derecha y más arriba se ubique un elemento, mayor será su tendencia a captar electrones. Los gases nobles son tan estables porque tienen su último nivel de energía completo, y por eso son tan poco reactivos y prácticamente no se unen con ningún otro elemento, ni consigo mismos. La molécula de los gases nobles es monoatómica. El Hidrógeno tiene un solo electrón, que se encuentra en el nivel 1. Como el nivel 1 se completa con 2 electrones, al llegar a ese valor llega a la CE del Helio, que es el primer gas noble. 1 3 4 2
  53. 53. Necesitamos saberlo para saber si un compuesto va a ser iónico o covalente, pero además para representar en forma correcta su fórmula de Lewis. Notá que la representación en fórmula de Lewis es distinta para una unión iónica y para una covalente, por lo tanto, antes de representarla se debe conocer si la unión es iónica o covalente. Porque la electronegatividad está definida para elementos que se encuentran unidos, y los gases nobles son prácticamente inertes y sus átomos no se unen. Por lo tanto, no se puede definir electronegatividad para los gases nobles. Los radios de los átomos de cloro y de berilio son mucho más parecidos, el átomo de berilio es mucho más chico que el de sodio, por lo tanto, es menos polarizable y será más difícil que ceda su electrón. En cambio los radios del átomo de azufre y el de sodio tienen mucha más diferencia a pesar de la electronegatividad similar. El átomo de sodio es más grande, es más polarizable y cederá su electrón más fácilmente. El grupo o familia a la que pertenece el elemento, ya que el número del grupo en la nomenclatura tradicional coincide con el número de electrones de la CEE para los elementos representativos. 5 6 7 8
  54. 54. Grupo IIA se une siempre perdiendo dos electrones (iónica), o por unión metálica. El grupo VA en uniones iónicas gana tres electrones y en uniones covalentes comparte 3 pares de electrones. El grupo VIA en uniones iónicas gana dos electrones y en uniones covalentes comparte 2 pares de electrones. El grupo VIIA en uniones iónicas gana un electrón y en covalentes comparte un solo par de electrones. En la unión covalente dativa, en la cual los electrones que se comparten pertenecen a un solo átomo, el elemento que cede el par compartido es siempre menos electronegativo que el que lo acepta. Esto en general se cumple, salvo en casos excepcionales que no estudiaremos en este curso. En los compuestos más comunes que veremos en este curso, la unión coordinada siempre se da de otro elemento hacia el oxígeno, ya que el único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor. 9 11 12 10
  55. 55. 13 14 15 16
  56. 56. 17 18 19 20
  57. 57. 21 22 23 24
  58. 58. 1) Ión carbonato 2) Ión carbonato ácido 25 26 27

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